quimica actual

Química I Diversificado

ContenidoUNIDAD 1........................................................................................................................................................... 4

INDICADORES DE LOGRO 1.1.1........................................................................................................................................51.1.1 DEFINICION DE LA QUIMICA Y SU RELACIÓN CON OTRAS CIENCIAS..................................................................................61.1.1.2 ETAPAS DEL DESARROLLO DE LA QUÍMICA..............................................................................................................71.1.1.3 DIFERENCIACIÓN DE LAS RAMAS DE LA QUÍMICA.....................................................................................................8INDICADOR 1.1.2......................................................................................................................................................101.1.2 OPERACIONES FUNDAMENTALES DE LA ARIMETICA...................................................................................................101.1.2.1 CIFRAS SIGNIFICATIVAS.....................................................................................................................................101.1.2.2 PREFIJOS.......................................................................................................................................................131.1.2.3 NOTACIÓN CIENTIFICA.....................................................................................................................................141.1.2.4 SISTEMA DE UNIDADES.....................................................................................................................................161.1.2.5 CONVERSIONES IMPORTANTES DE UNIDADES RELACIONADAS A LA QUÍMICA................................................................20INDICADOR 1.1.3......................................................................................................................................................341.1.3 MATERIA.........................................................................................................................................................341.1.3.1 ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA.......................................................................................................................351.1.3.2 PROPIEDADES DE LA MATERIA...........................................................................................................................361.1.3.3 CAMBIOS DE LA MATERIA.................................................................................................................................371.1.3.4 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA..........................................................................................................................38INDICADOR 1.1.4.......................................................................................................................................................421.1.4 CONCEPTOS BÁSICOS..........................................................................................................................................421.1.4.1 NOMBRES Y SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS...........................................................................................45INDICADOR 1.1.5.......................................................................................................................................................461.1.5 LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS................................................................................................................461.1.5.1 CLASIFICACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS....................................................................................461.1.5.2 NOMBRES Y SÍMBOLOS...................................................................................................................................491.1.5.3 ELEMENTOS ABUNDANTES Y RAROS DE LA TABLA PERIÓDICA....................................................................................491.1.5.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA..........................................................................................................................501.1.5.5 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA...............................................................................................52INDICADOR 1.1.6.......................................................................................................................................................541.1.6 ESTRUCTURA DE LA MATERIA...............................................................................................................................541.1.6.1 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON...........................................................................................................................541.1.6.2 PROPIEDADES DE LAS PARTÍCULAS ATÓMICAS Y SUBATÓMICAS.................................................................................551.1.6.3 NÚMERO ATÓMICO.........................................................................................................................................561.1.6.4 ISÓTOPOS E ISOBAROS.....................................................................................................................................571.1.6.5 MASA ATÓMICA.......................................................................................................................................611.1.6.6 MOLÉCULAS E IONES..................................................................................................................................621.1.6.7 MASA MOLECULAR....................................................................................................................................631.1.6.8 COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE LOS COMPUESTOS................................................................................................641.1.6.9 DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES...................................................................................69

UNIDAD 2.......................................................................................................................................................... 74

INDICADOR 2.1.1.......................................................................................................................................................74

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2.1.1 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA................................................................................................................................742.1.1.1 EXPLORACIÓN DEL ÁTOMO CON NUEVAS HERRAMIENTAS........................................................................................752.1.1.2 ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.........................................................................................................................762.1.1.3 ELECTRONES EXCITADOS Y ESPECTROS.................................................................................................................812.1.1.4 LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS......................................................................................................................822.1.1.5 MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DEL ÁTOMO...................................................................................................852.1.1.6 NIVELES ENERGÉTICOS DE LOS ELECTRONES..........................................................................................................862.1.1.7 ELECTRONES DE VALENCIA Y SIMBOLOGÍA DE LEWIS...............................................................................................862.1.1.8 SUBNIVELES DE ENERGIA Y ORBITALES.................................................................................................................902.1.1.9 SUBNIVELES DE ENERGÍA EN LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.......................................................................932.1.1.10 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y DIAGRAMA DE ORBITALES...................................................................................96INDICADOR 2.1.2.......................................................................................................................................................992.1.2 ENLACES......................................................................................................................................................992.1.2.1 SÍMBOLOS DE PUNTO DE LEWIS.......................................................................................................................1002.1.2.2 ENLACES IÓNICOS....................................................................................................................................1002.1.2.3 ENLACES COVALENTES....................................................................................................................................1032.1.2.3 ELECTRONEGATIVIDAD..............................................................................................................................1072.1.2.5 ENLACES METÁLICOS................................................................................................................................109

UNIDAD 3........................................................................................................................................................ 111

INDICADOR 3.1.1.....................................................................................................................................................1113.1.1 NOMENCLATURA.............................................................................................................................................1113.1.1.1 NÚMEROS DE OXIDACIÓN Y PREDICCIONES DE FÓRMULA......................................................................................1143.1.1.2 COMPUESTOS BINARIOS................................................................................................................................1153.1.1.3 COMPUESTOS TERNARIOS..............................................................................................................................124INDICADOR 3.1.2.....................................................................................................................................................1373.1.2 SOLUCIONES...................................................................................................................................................1373.1.2.1 SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.......................................................................................................1433.1.2.2 SOLUBILIDAD EN LOS COMPUESTOS COVALENTES.................................................................................................1453.1.2.3 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD..........................................................................................................................1463.1.2.4 EFECTOS DE LA TEMPERATURA Y LA PRESIÓN SOLUBILIDAD...............................................................................1483.1.2.5 EXPRESIONES DE LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES....................................................................................151

UNIDAD 4........................................................................................................................................................ 161

INDICADOR 4.1.1.....................................................................................................................................................1614.1.1 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS.................................................................................................................1614.1.1.1 ECUACIONES QUÍMICAS BALANCEADAS..............................................................................................................1634.1.1.2 ESCRITURA DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS.........................................................................................................1644.1.1.3 CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUIMICAS....................................................................................................1724.1.1.4 REACCIONES POR COMBUSTIÓN.......................................................................................................................1744.1.1.5 REACCIONES DE SÍNTESIS (COMBINACIÓN).........................................................................................................1774.1.1.6 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN...................................................................................................................1794.1.1.7 REACCIONES DE METALES Y NO METALES..........................................................................................................1814.1.1.8 REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN................................................................................................................1894.1.1.9 ECUACIONES IÓNICAS Y ECUACIONES IÓNICAS NETAS............................................................................................191INDICADOR 4.1.2.....................................................................................................................................................194

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4.1.2 ESTEQUIOMETRIA............................................................................................................................................1944.1.2.1 RELACIONES MOLARES A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS..................................................................................1954.1.2.2. CÁLCULOS DE MOL A MOL.............................................................................................................................1984.1.2.3 CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS MOL- MASA.......................................................................................................2024.1.2.4 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS CON SOLUCIONES MOLARES..................................................................................2064.1.2.5 CALCULOS DEL REACTIVO LIMITANTE.................................................................................................................2094.1.2.6 RENDIMIENTO PORCENTUAL............................................................................................................................212INDICADOR 4.1.3.....................................................................................................................................................2154.1.3 GASES...........................................................................................................................................................2154.1.3.1 LA ATMOSFERA............................................................................................................................................2154.1.3.2 TEORIA CINÉTICA MOLECULAR........................................................................................................................2164.1.3.3 PRESION ATMOSFÉRICA..................................................................................................................................2204.1.3.4 LEY DE BOYLE..............................................................................................................................................2234.1.3.5 LEY GAYLUSSAC............................................................................................................................................2264.1.3.6 TEMPERATURA Y PRESIONES NORMALES............................................................................................................2304.1.3.7 LEYES COMBINADAS DE LOS GASES...................................................................................................................2314.1.3.8 LEY DE AVOGADRO.......................................................................................................................................2334.1.3.9 VOLUMEN MOLAR Y DENSIDAD DE LOS GASES EN TPN.........................................................................................2344.1.3.10 LEY DEL GAS IDEAL......................................................................................................................................2364.1.3.11 LEY DE PRESIONES PARCIALES........................................................................................................................238

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Química

Unidad 1

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Competencia

1. Describe la importancia de la naturaleza, del conocimiento científico y de la investigación en el desarrollo de la Química y sus aplicaciones en la vida.


Indicadores de logro 1.1.1

Identifica la importancia de química y su aplicacon por los cintificos.

Desarrolla prácticas básicas de química

Evalua las diferentes ramas de la quimica

Declarativo: Comprende las función que desempeñala química en la naturaleza

Procedimental: Determina y desarrolla las diferentes actividades

prácticas y teoricas de la evolución de la quimica

Actitudinal Valora la importncia de la química y su función en la vida diaria

Química, orienta en las y los estudiantes el desarrollo de habilidades y destrezas, adquisición del vocabulario científico y herramientas básicas de la Química, esencialmente el estudio de la materia, sus propiedades y sus leyes, los principios físicos que explican cómo las fuerzas regulan el comportamiento de la materia, el análisis de diversas teorías como la atómica y la cinética que explican el comportamiento de la materia en sus tres estados, el uso y la organización de la información recopilada mediante el estudio de números cuánticos, tabla periódica, leyes de los gases y el estudio de las leyes de conservación de masa y energía y las aplicaciones en las áreas de estequiometría, calorimetría y termodinámica. Finalmente los cambios químicos que experimentan la materia.

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Libros, 16/08/10,

¿y esto?

Libros, 15/08/10,

Esta seria la introducción al tema


A continuación Identificaras el papel que desempeña el método científico en la solución de problemas químicos.

METODO CIENTIFICO:

Francis Bacon definió el método científico de la siguiente manera:

Observación: Observar es aplicar atentamente los sentidos a un objeto o a un fenómeno, para estudiarlos tal como se presentan en realidad, puede ser ocasional o causalmente. Inducción: La acción y efecto de extraer, a partir de determinadas observaciones o experiencias particulares, el principio particular de cada una de ellas. Hipótesis: Planteamiento mediante la observación siguiendo las normas establecidas por el método científico. Probar la hipótesis por experimentación. Demostración o refutación (antítesis) de la hipótesis. Tesis o teoría científica (conclusiones).

1.1.1 Definicion de la quimica y su relación con otras cienciasLa química es la rama de las ciencias naturales que trata de la descripción y clasificación de la materia, los cambios que experimenta y de la energía asociada a cada uno de estos cambios.

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En palabras más sencillas la química general es la ciencia que estudia la materia, los cambios de la estructura profunda y las leyes o principios que rigen estos cambios.

La química se divide en una gran variedad de especialidades, las principales divisiones son:

Química Orgánica Química Inorgánica Química Física

1.1.1.2 Etapas del desarrollo de la química

Etapa 1: La química nace con el fuego, en la prehistoria. Esta es una transformación de la materia. Lo único que se pensaba en esa época era sobrevivir

Etapa2: Esta etapa se da en la época de los griegos. Son los primeros que tienen un registro de las investigaciones. El rasgo más típico del pensamiento griego es el sentido de la totalidad de las cosas y tenían una firme creencia en la razón. Los griegos creían que el universo obedecía a una ley. En principio los griegos toman al agua como principal componente. Luego surgió, en la Grecia antigua, se planteaban dos posiciones diferentes sobre la composición de la materia. Para los griegos continuistas no existía el vacío y no aceptaban que la materia este compuesta por átomos. En esta época surgió Aristóteles, sus ideas de tomaron como verdades.

Etapa 3: En esta etapa nace la Alquimia. La Alquimia mezcla el ansia de conocimiento y de riqueza, la transformación y la búsqueda de la receta para obtener oro.

La alquimia le dejo técnicas a la química tales como fusión, calcinación, disolución, filtración, sublimación, y destilación. La química se diferencia de alquimia por la validación y la transmisión del conocimiento.

Etapa 4

En el siglo XVII, en este período en la química coexisten las prácticas artesanales, la Alquimia y los primeros esbozos de organización. Se empieza a tener conocimiento de los ácidos minerales y el alcohol. El rasgo más distintivo de la época lo constituyen la dualidad y la ambivalencia. Los nuevos problemas planteados por las necesidades cotidianas pusieron en duda los antiguos conocimientos. Las universidades pasan a ser centros de difusión del conocimiento, además de enseñanza. La imprenta también ayudó con la difusión del conocimiento e incremento la alfabetización.

Hacia fines del siglo XVII los científicos eran personajes respetados y valorado

Etapa 5

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Al llegar al siglo XVIII las problemáticas más importantes acerca de la composición de la materia se reflejaba en diferentes visiones. El fenómeno que más discusión entre vitalistas y mecanicistas fue el calor y la combustión. Ambos coincidían que para que se produzca era necesario el aire.

En el 1700 se le llamo flogisto a las sustancias que emití la combustión. La ambigüedad de este término ayudaba a explicar cualquier fenómeno asociado al fuego. Se hicieron muchas investigaciones sobre esta sustancia pero la única consecuencia que trajo fue refutas esa teoría.

A continuación trabajarás en base a una línea en el tiempo donde investigarás los eventos más importantes ocurridos durante el transcurrir de la historia desde el

descubrimientod el fuego hasta nuestros dias, y los avances que se ovtubieron en química. La fecha de entrega será dada por el catedrático y el formato de trabajo.

1.1.1.3 Diferenciación de las ramas de la químicaSe denomina química a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Para un estudios mas amplio, química se a dividido en diferentes ramas:

Química Orgánica:

Estudia las sustancias de la materia viviente.

Química Inorgánica:

Estudia las sustancias constituyentes de la materia sin vida.

Físico-Química:

Estudia los fenómenos comunes. La química física no se constituyó como especialidad independiente hasta finales del siglo pasado y principios del actual.

A continuación se te solcita una investigación en las cuales tu tendras que escribir el tema y la definición como se te da el ejemplo, la forma de entrega y la fecha de entrega será dada por el catedrático.

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Como has notado, la química, es la cencia que desde el principio de los tiempos nos ha podido dar razón del porque de los cambios, evolucion y las y propiedades de la materia.

Libros, 16/08/10,

Ejemplificar cada rama o colocar graficas que las describan

Libros, 16/08/10,

Cuales fechas?

http://www.google.com.gt/imgres?imgurl=http://1.bp.blogspot.com/_h5-S6Y06efM/S_mDtLb9qPI/AAAAAAAAABs/I8wqJxizx8s/S692/Carbono+(C).jpg&imgrefurl=http://quicaloca.blogspot.com/2010/05/el-carbono-en-lo-natural_23.html&usg=__cSzNZziBYBfmOSKYHe7iSSO0ZFQ=&h=425&w=594&sz=13&hl=es&start=1&tbnid=WpB0_nEOzMaSpM:&tbnh=97&tbnw=135&prev=/images?q=carbono&um=1&hl=es&tbs=isch:1&um=1&itbs=1

http://www.google.com/imgres?imgurl=http://xoomer.virgilio.it/elpuas/JCM/imagen/fiqum.jpg&imgrefurl=http://xoomer.virgilio.it/elpuas/JCM/index.htm&usg=__1cXWIaRtBw5Lt3yGPaclIqGdzzU=&h=500&w=500&sz=51&hl=es&start=7&tbnid=rDdqjwUXNxj1tM:&tbnh=130&tbnw=130&prev=/images?q=fisico+quimica&um=1&hl=es&sa=N&tbs=isch:1&um=1&itbs=1


Química Definicion

La Química Orgánica o Química del carbono.

es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno.

Es la ciencia que estudia los componentes químicos de los seres vivos, especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidos y ácidos nucleídos, además de otras pequeñas moléculas presentes en las células.

Química Inorgánica

Fisico-quimica

Indicador 1.1.2

Aplica criterios operativos de cifras significativas, prefijos y notación científica identificando los sistemas de medida

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Libros, 26/10/10,

Antes es pasar a este indicador verificar que haya cintillos en el anterior. Revisados. Scintillo si es una idea principal describan��


1.1.2 Operaciones fundamentales de la arimetica

1.1.2.1 Cifras significativas Las cifras no significativas aparecen como resultado de cálculos y vienen determinadas por un margen de error. En estas cantidades se consideran cifras significativas aquellas que ocupan una posición igual o superior al número que nos indica el margen de error (número incierto).

Para cantidades en las que no conocemos el margen de error es fácil determinar la cantidad de cifras significativas de dicho número poniendo en práctica las siguientes reglas:

• Cualquier digito diferente de cero es significativo. Así 124 tiene tres cifras significativas. 12.55 tiene cuatro cifras significativas, etc.

• Los ceros ubicados entre dígitos son significativos. Así 503 tiene tres cifras significativas 40,580 tiene cinco cifras significativas, etc.

• Los ceros a la izquierda del primer digito distinto de cero no son significativos. Ejemplo 0.0058 tiene dos cifras significativas, 0.0000248 tiene tres cifras significativas, etc.

• Si un número es mayor que 1, todos los ceros escritos a la derecha del punto decimal se cuentan como cifras significativas. Entonces, 8.0 tiene dos cifras significativas, 40.062 tiene cinco cifras significativas, etc.

• Si un número es menor que 1, sólo son significativos los ceros que están al final del número o entre dígitos distintos de cero. Así 0.090 tiene dos cifras significativas 0.0308 tiene tres cifras significativas, 0.000 520 001 tiene seis cifras significativas.

Ejemplos:

Número cifras significativas

123.456 6

3.45 3

3.4 2

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Se denominan cifras significativas a todos aquellos dígitos de un número que se conocen con seguridad (o de los que existe una cierta certeza).

Libros, 16/08/10,

¿Cuáles son esas operaciones?


Número ceros incluidos en la cantidad numero de cifras significativas

120.305 2 6

20.305 2 5

20.3 1 3

Número numero de ceros al final números de cifras significativas 123.4500 2 7

3.0470 1 5

0.8100 2 4

0.0690 1 3

1. Suma o diferencia: el número de cifras significativas a la derecha del punto decimal en la suma final o diferencia es determinado por la menor cantidad de cifras significativas en cualquiera de los números originales, por ejemplo:

6.2456 + 6.2 = 12.4456 redondeado a 12.4: tiene 3 cifras significativas en la respuesta

1.003 13.45

+ 0.0057 14.4587 redondeado es 14.46

2. Multiplicación y División: El numero de cifras significativas en el producto final o el cociente es determinado por el número original que tiene el menor número de cifras significativas.

a) 2.51 x 2.30 = 5.773 redondeado a 5.77

b) 2.4 x 0.000673 = 0.0016152 redondeado a 0.0016

A continuación se te presentan una serie de operaciones que trabajaras, haras las conversiones necesarias y luego darás su valor significativo como en los ejemplos

anteriores.

Cuando convierte 3.6 Kg. a gramos. Cuantas cifras significativas recibe para la cantidad.

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Libros, 16/08/10,

No están claras las instrucciones


Cuántas cifras significativas hay en los resultados de los siguientes:

a. 723.9 X 2.30

b. 0035.8 X 1.1/ 0.0004

c. 123.67 X 0.0039

Cuál es la respuesta para el número correcto de cifras significativas para la suma de: 720.34

645.1 245.897 9984.

Cuántas cifras significativas hay en el promedio de las siguientes series:

124.57 ml. 124.72 cm3. 124.560 K.

Opere: Su respuesta debe de estar con el número correcto de cifras significativas:

23.64672+700.21+3.689785 =

(45 + 1.125) g. – 9.0g. =

1.0890 0K x 10.0 =

1.1.2.2 PrefijosLos prefijos que utilizamos en química para el estudio de los compuestos o en las fórmulas es en el sistema IUPAC "International Unión of Pure and Applied Chemistry" con base a los prefijos griegos de numeración mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, octa-, nona-, deca-, etc, para nombrar el número de átomos de cada elemento en la molécula.

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Y tenemos como ejemplo:

Trióxido de dihierro Fe2O3

di = dos átomos, tri = tres átomos

Monóxido de hierro FeO

mono = un átomo, prefomo de nomenclatura

A Continuación se te presenta un listado de Prefijos tu trabajo será investigar su símbolo, significado y escribir un ejemplo, como se te muestra con el prefijo Tera-lo

Prefijo Símbolo

Significado Ejemplo

Tera- T 1 00 000 000 000 ó 1012 1 Terámetro (Tm) = 1 x 1012 m

Giga-

Mega-

Kilo-

Deci-

Centi-

Mili-

Micro-

Nano-

Pico-

1.1.2.3 Notación cientificaLa notación científica (o notación índice estándar) es un modo conciso de representar un número utilizando potencias de base diez. Los números se

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Sólo las cifras (con el punto decimal después de la primera cifra), seguidas por ×10 a la potencia que mueve el punto decimal donde deberías estar (o

Libros, 26/10/10,

Muy buena actividad . Verificar si es tera o tetra si ese es el prefijo (verificado)


escriben como un producto: a×10n, (siendo a un número mayor o igual que 1 y menor que 10, y n un número entero). Esta notación se utiliza para poder expresar fácilmente números muy grandes o muy pequeños. La notación científica utiliza un sistema llamado coma flotante, o de punto flotante en países de habla inglesa y en algunos hispanohablantes.

Podemos decir que la velocidad de la luz es de trescientos millones de metros por segundo, o también de 300.000.000 m/seg. Si hablamos de grandes cantidades de bytes, se puede decir que la capacidad de almacenamiento de datos de una gran computadora es de 500 Terabytes, o sea, una cantidad equivalente a 500.000.000.000.000 bytes. Si nos referimos a la longitud de onda de los rayos cósmicos, se podría decir que su medida es inferior a 0.000000000000001 metros. Sin embargo, en los textos científicos o técnicos las cifras no aparecen escritas de forma tan grandes, sino más bien simplificadas, utilizando un procedimiento matemático denominado “notación científica”. Por tanto, las cifras del párrafo anterior seguramente aparecerían escritas en textos de ciencia y técnica de la forma siguiente:

“La velocidad de la luz es de 3 x 108 m/seg.”. “La capacidad de almacenamiento de datos de la gran computadora es de 5 x 1014 bytes.” y “la longitud de onda de los rayos cósmicos es inferior a 1x10-14 metros”. Se nota la diferencia ¿verdad?

Veamos ahora una tabla donde aparecen expuestos diferentes valores numéricos, sus equivalentes en notación científica y la representación numérica de cada uno:

Valor numérico Representación en Notación Científica Representación numérica

Miltrillonésima 10-21 0,000000000000000000001

Trillonésima 10-18 0,000000000000000001

Milbillonésima 10-15 0,000000000000001

Billonésima 10-12 0,000000000001

Milmillonésima 10-9 0,000000001

Millonésima 10-6 0,000001

Milésima 10-3 0,001

Centésima 10-2 0,01

Décima 101 0,1

Uno 1 1

Diez 101 10

Cien 102 100

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Mil 103 1 000

Millón 106 1 000 000

Mil millones 109 1 000 000 000

Billón * 1012 1 000 000 000 000

Mil billones 1015 1 000 000 000 000 000

Trillón 1018 1 000 000 000 000 000 000

Mil trillones 1021 1 000 000 000 000 000 000 000

REPRESENTACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS Y DECIMALES EN NOTACIÓN CIENTÍFICA: Método para representar un número entero en notación científica

Cualquier número entero o decimal, independientemente de la cantidad de cifras que posea, se puede reducir empleando la notación científica. Veamos en la práctica algunos ejemplos:

a) 529 745 386

=5,29 x 108

b) 450 4,5 x 102

c) 590 587 348 584 5,9 1011

d) 0,3483 3,5 x 10-1

e) 0,000987 9,87 x 10-4

A continuación se le presenta una tabla con una serie de números a la derecha deberá de colocar su notación científica

1 3625410 =2 254725963

3 0.000014520

4 12014525

5 0.12

6 152451896854

7 96583265

8 25465

9 524638

10 0.00000000002554

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11 0.999547668

12 0.212587

13 96583652

14 75462941

15 000058966

1.1.2.4 Sistema de unidades

Sistema Internacional de Unidades o SI: Es el sistema más usado. Sus unidades básicas son: el metro, el kilogramo, el segundo, el ampere, el kelvin, la candela y el mol.

El Sistema Internacional de Unidades consta de siete unidades básicas. Son las unidades utilizadas para expresar las magnitudes físicas definidas como básicas, a partir de las cuales se definen las demás:

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Un sistema de unidades es un conjunto consistente de unidades de medida. Definen un conjunto básico de unidades de medida a partir del cual se derivan el


Las unidades básicas tienen múltiplos y submúltiplos, que se expresan mediante prefijos. Así, por ejemplo, la expresión «kilo» indica ‘mil’ y, por lo tanto, 1 km son 1000 m, del mismo modo que «mili» indica ‘milésima’ y, por ejemplo, 1 mA es 0,001 A.

Múltiplos Submúltiplos

1024 m = yottametro 10-1 m = decímetro

1021 m = zettametro 10-2 m = centímetro

1018 m = exámetro 10-3 m = milímetro

1015 m = petámetro 10-6 m = micrómetro

1012 m = terámetro 10-9 m = nanómetro

109 m = gigámetro 10-10 m = ångström

106 m = megámetro 10-12 m = picómetro

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Libros, 16/08/10,

Como sugerencia colocar la tabla de múltiplos y submúltiplos

http://es.wikipedia.org/wiki/Pic%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Meg%C3%A1metro

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%85ngstr%C3%B6m

http://es.wikipedia.org/wiki/Gig%C3%A1metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Nan%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Ter%C3%A1metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Micr%C3%B3metro_(unidad_de_longitud)

http://es.wikipedia.org/wiki/Pet%C3%A1metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Mil%C3%ADmetro

http://es.wikipedia.org/wiki/Ex%C3%A1metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Cent%C3%ADmetro

http://es.wikipedia.org/wiki/Zettametro

http://es.wikipedia.org/wiki/Dec%C3%ADmetro

http://es.wikipedia.org/wiki/Yottametro

http://es.wikipedia.org/wiki/Prefijos_del_Sistema_Internacional

http://es.wikipedia.org/wiki/Prefijos_del_Sistema_Internacional


104 m = miriámetro 10-15 m = femtómetro

103 m = kilómetro 10-18 m = attómetro

102 m = hectómetro 10-21 m = zeptómetro

101 m = decámetro 10-24 m = yoctómetro

Definiciones de las unidades básicas: a continuación encontrarás diferentes tipos de unidades, tu trabajo es consultar las definiciones de cada una de ellas.

Ejemplo:

Metro (m). Definición: un metro es la longitud de trayecto recorrido en el vacío por la luz durante un tiempo de 1/299 792 458 de segundo.

Kilogramo (kg). Unidad de masa. Definición: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Segundo (s). Unidad de tiempo. Definición: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Ampere o amperio (A). Unidad de intensidad de corriente eléctrica. Definición: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Kelvin (K). Unidad de temperatura termodinámica.

- 18 -

http://es.wikipedia.org/wiki/Yoct%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Dec%C3%A1metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Zept%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Hect%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Att%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Kil%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Femt%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Miri%C3%A1metro


Definición: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Mol (mol). Unidad de cantidad de sustancia. Definición:_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Candela (cd). Unidad de intensidad luminosa.

Definición:___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Sistema Métrico Decimal: Primer sistema unificado de medidas.

O simplemente sistema métrico es un sistema de unidades basado en el metro, en el cual los múltiplos y submúltiplos de una unidad de medida están relacionadas entre sí por múltiplos o submúltiplos de 10.

Tres magnitudes básicas: longitud, capacidad y masa

Como unidad de medida de longitud se adoptó el metro, definido como la diezmillonésima parte del cuadrante del meridiano terrestre, cuyo patrón se reprodujo en una barra de platino iridiado. El original se depositó en París y se hizo una copia para cada uno de los veinte países firmantes del acuerdo.

Como medida de capacidad se adoptó el litro, equivalente a un decímetro cúbico de agua a 4 °C y 1 atm.

Como medida de masa se adoptó el kilogramo, definido a partir de la masa de un litro de agua pura a su densidad máxima1 (unos 4 °C) y materializado en un kilogramo patrón

A continuación encontraras los sistemas de unidades restantes, tu trabajo será consultar su definición de las unidades de medidas y escribir en los espacios en blanco toda la información que puedas obtener de ellos. (Has una buena investigación). Toma por ejemplo

el Sistema Métrico Decimal antes descrito y añade sus unidades de longitud, capacidad y masa.

Sistema Cegesimal o CGS.:

Sistema Natural: En el cual las unidades se escogen de forma que ciertas constantes físicas valgan exactamente 1.

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Libros, 26/10/10,

Especificar que es lo que debe concultar y si él desea complementar, que lo haga REDUNDE UN POCO SOBRE PEDIR LA INFORMACION NO SE SI ESTARA BUENO


Sistema Técnico de Unidades: Derivado del sistema métrico con unidades del anterior. Actualmente este sistema está en desuso.

Sistema Inglés: Aún utilizado en los países anglosajones. Muchos de ellos lo están intentando reemplazar por el Sistema Internacional de Unidades.

Además de estos sistemas, existen unidades prácticas usadas en diferentes campos y ciencias. Estas son:

Unidades atómicas

Unidades usadas en Astronomía

Unidades de longitud

Unidades de superficie

Unidades de volumen

Unidades de masa

1.1.2.5 Conversiones importantes de unidades relacionadas a la química

(Densidad y temperatura, entre otras)

Para trabajar conversiones importantes debemos saber unidades de masa peso volumen tomadas en cuenta por los diferentes tipos de unidades:

En los cuadros que se te presentan a continuación deberás de llenar correctamente los datos que hagan falta como lo muestra el los ejemplos de cada recuadro:

Masa y peso

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Libros, 27/10/10,

Especificar cuales son esas unidades check


Volúmenes:

1 cm3 10-6 m3 3.5 x10-5 pies3 6.10 x 10-2 pulgadas3

1 m3 cm3 litros pies3

1 litro cm3 m3 cuartos1 pulgada 3 pies3 cm3 m3

1 cuarto pintas cm3 litros1 galón cuartos pulgadas3 litros

Hay una estrategia que se utiliza ampliamente para resolver problemas y que se conoce como análisis dimensional o método del factor unitario, y que implica la multiplicación de la cantidad dada o conocida (y de sus unidades) por uno o más factores de conversión para obtener la respuesta en las unidades deseadas.

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Ejemplo:

Convertir 60 kg. A

a).Gramos b).Miligramos Entonces:Un kilogramo contiene 1000gr. por lo tanto multiplicamos la cantidad de kilogramos por 1,000gr, seguido de una división por la unidad del kilogramo (Regla de tres)

En el segundo de los casos se repite la operacion con la diferencia que al convertir los kilogramos a gramos nos queda un paso adicional,convertir los gramos a miligramos, aplicamos una nueva regla de tres con la conversión de 1 gramo contien 1000 miligramos.

a) 60 Kg* 1000g1Kg

= 60,000 g b) 60kg * 1000g1Kg

*1000mg

1 g = 60,000,000 mg

La estrategia del análisis dimensional es aún más útil cuando se necesitan varios factores de conversión para resolver un problema,

Ejemplos:1. Si tu corazón late a un ritmo de 72 veces por minuto ¿Cuántas veces late en un año?

Comienza con la cantidad conocida que es preciso convertir y desarrolla una serie de conversiones que conduzca a las unidades deseadas. Utiliza los factores de conversión que permitan cancelar las unidades no deseadas para obtener la respuesta en latidos por año.

72 latidos1min

×60 min1h

×24 h1día

×365 días1año

=37 ,843 ,200 latidosaño

2. 1.5 libra a centigramos

1.5 Lib (0.45359Kg

1Libra)(

1000g1Kg

¿( 1cg0.01g )=68038.86 cg

3. Exprese la masa de 66 lb de azufre en a) Nanogramos, b) gramos y c) 3.4 Kg de cobre en libras.

a) 66 lb = (66.0 lb)(1Kg2.2 lb

) = 30Kg

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Libros, 16/08/10,

Explicar paso a paso este ejemplo


b) 66 lb = (66lb)(453.6 g

1 lb¿=3 x104 g

c ¿3.4Kg=(3.4Kg )( 2.2 lb1Kg )=7.5 lb

Resuelve los siguientes ejercicios relacionados a conversiones

1. Un pequeño tornillo tiene una longitud de 2.3 cm. ¿Cuál es su longitud en Km?2. Convertir 80,600 mg a Kilogramos.3. Exprese la masa de 85 libras de sal en a) nanogramos, b)onzas, c)gramos y d) Kg4. El jugador de baloncesto Manute Bol tiene una estatura de 7.5 pies. ¿Cuál es su estatura en

metros y centímetros?

APLICACIONES DE LAS UNIDADES

CALCULO DE MASA

Más de las tres cuartas partes de la superficie de la Tierra están cubiertas de agua. Se estima que de los 1.4x1021 kg de agua que hay en la tierra, el 97.3% forma parte de los océanos y no es apta para la bebida. La porción utilizable por el hombre es solo de un 0.36% aproximadamente, que equivale a unos 1018 kg de agua. A través de distintas mediciones, los químicos han establecido que en 100.0g de agua, hay 11.2g del elemento hidrogeno y 88.8g de oxigeno. Calcula que masa de hidrogeno que habrá en la masa de agua que puede beberse.

De los datos que entrega el problema discriminamos cuales son los necesarios para calcular la masa de hidrogeno que hay en la porción de agua bebible, es decir, en los 1018 kg.

Si observamos con cuidado, la pregunta nos ofrece información que no interesa para llegar a la respuesta; la porción de agua que cubre la Tierra, la masa total de agua, el porcentaje de agua salada y la masa de oxigeno en 100g de agua

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Libros, 16/08/10,

Colocar un ejemplo resuelto paso a paso


A continuación deberás Investiga la masa del agua dulce y la masa del hidrogeno

Masa de agua dulce =Masa de hidrogeno en 100g de agua=

Si sabemos que por cada 100g de agua hay 11.2g de hidrogeno, para obtener la respuesta basta plantear una proporción respecto de la masa de agua dulce.

Establecemos la proporción, pero antes expresamos todos los valores de masa en la misma unidad de medida. Aplicando el factor de conversión correspondiente, convertimos la masa de 10 kg en gramos:

1018 kg⋅103 g1kg

=1021 g

Reemplazando este valor en la proporción y despejando la incógnita, tenemos

x

1021 gH 2O=11.2 gH

100gH 2O

x=1 .12⋅1020 g

Respuesta: la masa de hidrogeno que hay en la porción de agua dulce en la Tierra es de 1.12x1020 g. En este problema hemos aplicado las herramientas matemáticas de la Química; los factores de conversión, la notación científica y las proporciones. Observa que los factores de conversión se plantean de tal forma que las unidades comunes puedan simplificarse; cuando es necesario, las cantidades se deben expresar en las mismas unidades. Para las operaciones matemáticas con números se expresados en notación científica, debes recordar que en la suma y en la resta, ambos números se expresan con la misma potencia de 10, y en la multiplicación y división, se opera en forma normal con los números centrales pero las potencias se suman en el caso de la multiplicación y se restan en el caso de la división.

Ejemplos:

1. Realizar las siguientes conversiones de masasa) 25.5 mg g b) 1.48 x 107 Kg a g

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Solución:

a) (25.5 mg)(1 g

1000mg¿=0.0255g

b¿ (1.48 x107Kg )( 1000 g1Kg )=1.48 x1010 g

2. Exprese la masa de 85 libras de sal en a)nanógramos, b)onzas, c) gramos y d) Kilogramos

a¿85 lb=(85 lb )( 1kg2.2lb )( 1000 g

1Kg )( 1ng

1 x10−9g )=4.25 x1013ng

3. La dosis de elisofilina, recomendada para un adulto (un fármaco empleado en el tratamiento del asma) es de 6 mg/Kg de masa corporal. Calcule la dosis en mg para una persona de 150 libras.

150 lb X 1kg

2.2 lb=68.818Kg

Para encontrar la dosis como es 6 mg por cada kilogramo, se debe multiplicar por la cantidad de masa corporal

6 mg X 68.818 kg = 412.98 mg/Kg

CALCULO DE VOLUMENUna situación habitual es que los volúmenes de distintos líquidos, con los que tenemos contacto a diario, se expresan habitualmente en unidades diferentes. Por ejemplo, la cuenta del agua potable se expresa en metros cúbicos (m3), las bebidas gaseosas en litros (L) y la leche, en centímetros cúbicos (cm 3 o cc). Ordena los siguientes volúmenes de menor a mayor:

a) 1m3 de agua; b) 1000cm3 de agua; c) 100L de agua

El problema nos pide que ordenemos los volúmenes de menor a mayor, es decir, debemos establecer un orden creciente. Para ello será necesario expresar los volúmenes de acuerdo a una unidad común.

Vemos que las unidades en que han sido expresados los volúmenes son distintas (m3, L y cm3) y la única forma de compararlos, es convertirlas a una unidad común. Según sea la unidad seleccionada, este problema tiene distintos caminos de solución, pero la respuesta es una sola. Una manera valida es elegir la unidad más pequeña y expresar todos los volúmenes en función de ella, en este caso, el cm3. Aquí recomendaremos la ventaja del sistema métrico decimal, que expresa la unidad mayor como un múltiplo de la unidad menor. Así, 1m3 equivale a 1000dm3 y 1dm3 equivale a 1000cm3 y así sucesivamente.

Presentamos la información que nos permita apreciar el problema:

Volúmenes de agua 1m3 1000cm3 100L

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Libros, 16/08/10,

Colocar ejercicios de este tema


Establecemos las equivalencias entre las unidades de volumen expresando la unidad mayor como un múltiplo de la unidad menor. Las dejaremos en cm3 así:

a) V = 1m3 = 1.000dm3 = 1.000.000cm3

b) V = 1000cm3

c) V = 100L = 100dm3 = 100.000cm3

Por lo tanto 1000cm3 es menor que 100.000cm3 y 100.000cm3 es menor que 1.000.000cm3

Respuesta: el orden creciente es el siguiente: 1000cm3 < 100L < 1m3

Ejemplos:

1. Convierte 1 yarda cúbica en pies cúbicos.

Ahora bien, sabemos que tres pies son una yarda:

1 yd = 3 pie

Así que la conversión de longitud es "multiplicar por 3" y la conversión de volumen es multiplicar por 3, multiplicar por 3 otra vez y multiplicar por 3 otra vez más (una vez por longitud, por profundidad y por altura)

El resultado es 3 × 3 × 3 = 27. Hay 27 pies cúbicos en una yarda cúbica.

Intenta contar los cuadrados de 1 pie cuadrado para ver por qué:

2. Convierte 30 pies cúbicos en metros cúbicos (30 pie3 en m3)

La conversión de pies a metros es:

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1 pie = 0.3048 m

Así que la conversión de longitudes es multiplicar por 0.3048

y la conversión de área es multiplicar por 0.3048 tres veces:

30 × 0.3048 × 0.3048 × 0.3048 = 0.85

Entonces, 30 pie3 = 0.85 m3

3. ¿Cuántos litros de vino puede contener un tonel cuya capacidad es de 31 galones?

31 gal X3.785L

1gal=117.335L

4. Una piscina tiene forma de paralelopipedo rectangular con medidas de 18 pies x 32pies x 14pies, se desea calcular el volumen del mismo en metros cúbicos.

V = 18 pies x 32 pies x 14 pies = 8064 pies2

8064 pies2X1m3

35.2876 pies3=228.5222m3

5. En Estados Unidos, la lata ordinaria de bebida gaseosa contiene 355 ml. ¿Cuántas latas de esas podrían llenarse con una botella de 2L?

Solución:

Anota la cantidad conocida: 2.00L. Después anota la igualdad que proporciona el problema: 1 lata = 355 ml. Además, como los volúmenes se dan tanto en litros como en mililitros, usaremos 1 L = 1000 ml.

2 .00 L×1000ml1L

× 1 lata355ml

=5. 63 latas

Encuentra los volúmenes que se te piden a continuación, recuera hacerlasconverciones necesarias y dar la respuesta en km3

.

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Calcula el volumen de un cubo que contien 40 cm en la base, 1metro de altura y 3 yardas de longitud.

CALCULO DE DENSIDAD

La densidad del hielo (agua sólida) es de 0.92g/cm3 y la del agua líquida es 1.00g/cm3 (exactamente 0.99987 por lo que aproximamos a 1.00). Esta pequeña diferencia en las densidades, hace que el hielo flote sobre agua líquida, y por lo tanto frente a bajas temperaturas, los lagos se congelan desde arriba hacia abajo, permitiendo axial la vida de peces y plantas bajo la superficie de hielo. Sin embargo, este fenómeno también ocasiona problemas. ¿Qué volumen de hielo se obtiene por el congelamiento de 5.00L de agua contenidos en el radiador de un automóvil?

Calculamos el volumen de hielo (agua sólida) que corresponde a 5.00L de agua líquida.

Para poder responder la pregunta, debemos analizar los datos que entrega el problema y que tienen una relación directa con la pregunta. Presentamos la información útil en una tabla

Volumen de agua 5.00L Densidad del agua líquida 1.00g/cm3

Densidad del hielo (agua sólida) 0.92g/cm3

Vemos que las unidades de volumen L y cm3 son distintas y por tanto debemos convertirlas a una unidad común. Sabemos que 1L equivale a 1dm3 o 1000cm3. Luego 5.00L de agua equivalen a 5000cm3. Como se conoce la densidad del agua líquida, podemos calcular su masa. Cuando el agua se congela, varía su densidad, pero no la masa. Si conocemos la densidad y la masa de hielo, podemos calcular su volumen.

Expresamos el volumen del agua en cm3, reemplazamos los datos en la ecuación descrita y despejamos la masa de agua:

1g

cm3= masa

5000cm3

Vemos ahora que 5.00L de agua tienen una masa de 5000g, que se congelan, variando su densidad. Remplazamos en la misma ecuación la densidad del hielo, axial:

0 .92g /cm3=5000 gvolumen

Respuesta: cuando en el radiador de un auto se congelan 5L de agua (5000g), se obtiene un volumen de 5435cm3 de hielo (5.43L). Observa que el valor que resulta en calculadora es igual a 5434,7826, pero como debemos presentar el resultado con el mismo número de cifras significativas que el dato original,

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Libros, 16/08/10,

Colocar ejercicios de este tema


aproximamos este valor a 5430. Observa también que el volumen que ocupa el hielo es mayor que el del agua.

Esta expansión que sufre el agua líquida al congelarse ocasiona el deterioro del radiador y para evitar este problema es necesario agregar al agua un anticongelante.

Ejemplos:

1. Calcular la densidad del mercurio si 1.00 x 102 g ocupa un volumen de 7.36 cm3

D = mv

D = 1.00x 102g

7.36cm3 =13.5869gcm3

2. Un picnómetro vacío con una masa de 25.0224g. se llenó con agua pura; la masa total fue de 34.9495 g. Cuando se llenó anticongelante el picnómetro con una solución anticongelante, la masa total fue de 35.9858 g. Determina la densidad de la solución.

Solución:

Masa del anticongelante Masa de agua en el picnómetro

Picnómetro + anticongelante

= 35.9858 g Picnómetro + agua = 34.9495 g

Picnómetro vacío = 25.0224 g Picnómetro vacío = 25.0224 g

Masa del anticongelante = 10.9634 g Masa de agua = 09.9271 g

Volumen =9.9271 g agua ¿ 1ml

1. 0000 g(agua )=19. 9271mL

Densidad =

Masa del anticongelante Volumen =

10 . 9634 g9 .9271mL = 1.1044 g/ ml

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3. Se reciben 50 toneladas de pintura para envasar en recipientes de 1 cubeta, sabiendo que la densidad de esta pintura es de 1.45 g/ml. ¿Cuántas cubetas se tendrán que comprar?

Solución:

Tome en cuenta los siguientes factores unitarios:

D =

1. 45 gml ó

1ml1. 45 g

1cubeta5galones

2000 lb1tonelada

1 galón3. 785 litros

50Ton×2000 lb1Ton

×454 g1 lb

× 1ml1. 45g

× 1 L1000ml

× 1Gal3 .785 L

× 1Cubeta5Galones

=1654 . 44Cubetas

4. Calcular el volumen de 65 g del liquido metanol (alcohol de madera) si su densidad es de 0.791 g/cm3

D = mv

Despejando el volumen nos queda

V = mD

= 65 g

0.791g /cm3=82.1745cm3

Las variantes quepodemos encotrar y utilizar la misma formula son:

D=mv

m=D*v v=D*m

Trabaja en tu cuaderno las siguientes operaciones, no olvides investigar las densidades de los materiales a trabajar.

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1. Un picnómetro vacío con una masa de 25.0224g. se llenó con agua pura; la masa total fue de 94.9545 g. Cuando se llenó anticongelante el picnómetro con una solución anticongelante, la masa total fue de 98.789558 g. Determina la densidad de la solución.

2. La masa de un vaso vacío es 274 g. Se mide, con una probeta graduada, 200 ml de aceite de oliva y se vierten en el vaso. Se pesa el vaso con su contenido, obteniendo un valor de 456 g. ¿Cuál es la densidad del aceite? Exprésala en g / cm3, en kg / l y en unidades del SI.

3. Calcula el volumen en litros que tendrán 2 kg de poliestireno expandido (densidad = 0,92 g / cm3).

4. Calcula el volumen que tendrán 3 kg de vidrio (densidad = 2,60 g / cm3)

.

CALCULO DE LA TEMPERATURA

Si estuviéramos en Estados Unidos en pleno verano, podríamos leer en los indicadores de tiempo y temperatura de la vía pública que la temperatura es de 104 grados. Esto no significa que el equipo está en malas condiciones, sino que señala la temperatura en grados Fahrenheit (0F). Expresa esta temperatura en 0C y 0K

Formulas:

Expresiones matemáticas para cambiar de escala

F=95ο C+32

ο C=5

9(F−32 )

K=ο C+273

Ejemplos:

1. ¿Cuál es el punto de ebullición del agua en Kelvin, si s 100 grados centígrados?

Solución:

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=100+273. 15=373. 15KK =°C+273 .15

Libros, 16/08/10,

Colocar las formula de conversión de un sistema a otro y ejemplos de cada uno de ellos.


El Voyager I estableció que la temperatura superficial del satélite más grande de Saturno, Titán, es de 94 K. a) ¿Cuál es su temperatura en grados Celsius? b) ¿Cuál es la temperatura en grados Fahrenheit?

Solución a: Puesto que

K=ο C+273 ⇒ C=K−273 ⇒ ο C=94−273

Solución b:

F=9

5ο C+32

⇒F=9

5(−179 )+32

⇒ F=−290 . 2ο

2. El alcohol etílico hierve a 78.5 oC y se congela a -117 oC, convertir estas temperaturas a escalas Fahrenheit

Solución a: F = ( 78.5 x 1.8 ) + 32 =173.3 F

Solución b:

F=(−117 x 1.8 )+32=−178.6 F

3. Transformar 40 oC y – 5 oC a escala kelvin

Solución:

K=40+273=313K

K = -5 + 273 = 268 K

Termometría - Problemas

Has tu formulario y realiza los siguientes ejercicios:

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Libros, 27/10/10,

Estas se deben conocer antes de ver el tema.las formulas ya fueron insertas.


1- Transforme 50 °C en grados Fahrenheit.

2- Transforme 20 °C en grados Fahrenheit.3- Transforme según la ecuación de conversión : a) 15 °C a °F; y b) -10 °F a °C.4- La temperatura en un salón es 24 °C. ¿Cuál será la lectura en la escala Fahrenheit?.5- Un médico inglés mide la temperatura de un paciente y obtiene 106 °F. ¿Cuál será la lectura en la escala Celsius?.6- Completar el siguiente cuadro; utilizando la ecuación de conversión:

CENTIGRADO FAHRENHEIT KELVIN REAUMUR

200 °C

40 ° F

-5 °C

400 °K

40 °R

A continuación se te presentan algunas conversiones, trabajarlas correctamente en tu cuaderno.

1. Convierte 35 galones a mililitros2. La temperatura normal de un humano es de 370 C. ¿cuántos grados Fahrenheit son?3. Convierte 6 onzas a gramos4. Convierte 100 0C a grados Kelvin.5. Calcula la densidad:

15 litros de agua 15 litros de agua solida

6. Realice las siguientes conversiones de temperatura:18 F a 0C 45 K a F134 F a K123 oC a F

7. Resuelva los siguientes problemas de aplicación utilizando información acerca de las densidades.

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Libros, 16/08/10,

Esta actividad debe estar dentro del tema


Una hoja de papel de aluminio tiene un área total de 998.72cm2, y una masa de 3.987g. ¿Cuál es el grosor del papel? De su respuesta en nanómetros, centímetros y picómetros.

Un recipiente en forma de cono con diámetro de 125 milímetros, se llena completamente con 304.5 g. de mercurio. ¿Cuál es la altura del recipiente?

Indicador 1.1.3Reconoce la clasificación y estado de la materia en la naturaleza

1.1.3 Materia

Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. En física y filosofía, materia es el término para referirse a los constituyentes de la realidad material objetiva, entendiendo por objetiva que pueda ser percibida de la misma forma por diversos sujetos. Se considera que es lo que forma la parte sensible de los objetos perceptibles o detectables por medios físicos. Es decir es todo aquello que ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede sentir, se puede medir, etc.En la materia encontramos dos tipos de niveles

Microscópicos Macroscópicos

Investiga las dos clasificaciones de la materia como a continuación te ejemplificamos tanto microscópica como macroscópica, toma de ejemplo

el electron escribindo su concepto y su imagen.

Microscópica:

Electrones

Comúnmente representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica o partícula elementales. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones.

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Libros, 16/08/10,

Muy bonita actividad


Electrones

1.1.3.1 Estados físicos de la materiaMacroscópicas:

Sólid

o

Concepto: Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.

En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.

Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas.Imagen:

A continuacion tendras que investigar el concepto, imágenes, información general, de los siguientes estados de la materia solicita .

Estado gaseoso

Estado Liquido

Estado plasma

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Libros, 27/10/10,

¿Cuál? Ya lo corregi pero hay que quitar el comentario

http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://4.bp.blogspot.com/_P6H0wl2vqyg/SiUUuBGg9AI/AAAAAAAAACs/1cgkPgamD_A/s400/diamante.jpg&imgrefurl=http://naturalia2a.blogspot.com/&usg=__hXiqDQWteg3CW7E7u-gjVF4tViw=&h=292&w=322&sz=15&hl=es&start=4&um=1&tbnid=6I0aRq7dWecE8M:&tbnh=107&tbnw=118&prev=/images?q=diamante&hl=es&sa=G&um=1


1.1.3.2 Propiedades de la materia

Propiedades extrínsecas o generales: Son las cualidades que nos permiten reconocer a la materia, como la extensión, o la inercia. Son aditivas debido a que dependen de la cantidad de la muestra tomada. Para medirlas definimos magnitudes, como la masa, para medir la inercia, y el volumen, para medir la extensión (no es realmente una propiedad

aditiva exacta de la materia en general, sino para cada sustancia en particular, porque si mezclamos por ejemplo 50 ml de agua con 50 ml de etanol obtenemos un volumen de disolución de 96 ml). Hay otras propiedades generales como la interacción, que se mide mediante la fuerza. Todo sistema material interacciona con otros en forma gravitatoria, electromagnética o nuclear. También es una propiedad general de la materia su estructura corpuscular, lo que justifica que la cantidad se mida para ciertos usos en moles.

Investiga los temas que se te solicitan a continuación.

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Propiedades generalesLas presentan los sistemas materiales básicos sin distinción y por tal motivo nos permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tal es el caso de la masa, el peso, volumen. Otras, las que no dependen de la cantidad de materia sino

Libros, 16/08/10,

Si es idea principal colocarlas dentro de cintillo


1.1.3.3 Cambios de la materiaEn física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados básicos son el sólido, el líquido y

el gaseoso.

A continuación indicaremos como se denominan los cambios en la materia, como ejemplo tenemos la solidificación:

La solidificación: es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia de líquido a sólido producido por una disminución en la temperatura. Es el

proceso inverso a la fusión.En general, los compuestos disminuyen de volumen al solidificarse, aunque no sucede en todos los casos; en el caso del agua aumenta.

La fusión: ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

La evaporación: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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Propiedades intrínsecas o especificas

Propiedades químicas

Ley de conservación de la materia


______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

La sublimación o volatilización: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Sublimación inversa: ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Condensación: Se denomina condensación al cambio de estado de la materia que se encuentra en forma gaseosa a forma líquida.

Licuefacción de los gases o licuación: es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado gaseoso al líquido, por acción de la temperatura y el aumento de presión, llegando a una sobrepresión elevada, hecho que diferencia a la licuefacción de la condensación.

1.1.3.4 Clasificación de la materiaLa materia puede clasificarse en dos categorías principales:

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Sustancias puras, cada una de las cuales tiene una composición fija y un único conjunto de propiedades.

Mezclas, compuestas de dos o más sustancias puras.

Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas:

SUSTANCIAS PURAS

Las sustancias puras son aquellas que están formadas por partículas iguales.

Tienen propiedades específicas bien definidas. Estas propiedades no varían, aun cuando dicha sustancia pura se encuentre formando parte de una mezcla.

Algunas de estas propiedades son: El color, El sabor, La densidad, La temperatura de fusión, El olor, La temperatura de ebullición

Por ejemplo, el agua líquida tiene una densidad de 1 g/cm3, y esta propiedad se mantiene constante.

Son sustancias puras el agua, el alcohol, el nitrógeno, el oxígeno,...

1. Elemento químico:Sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones.

2. Compuesto:

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En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos).

Todas las disoluciones tienen dos componentes el solvente y el soluto:

El solvente es el componente que se encuentra en mayor proporción. Este componente no cambia de estado.

El soluto es el componente que está en menor proporción. Con frecuencia cambia de estado. Una disolución puede contener varios solutos.

MEZCLAS

En química, una mezcla es una materia formada al combinar dos o más sustancias sin que suceda una reacción que cambie químicamente sus componentes. Aunque no hay cambios químicos en una mezcla, algunas propiedades tales como su punto de fusión, pueden ser diferentes a las de sus componentes. Las mezclas pueden separarse en sus componentes originales por medios físicos (mecánicos). Además, éstas se clasifican en homogéneas y heterogéneas.

1. Disoluciones y mezclas homogéneas son el mismo concepto. Hay muchos tipos de disoluciones, algunos ejemplos: Disolución de gas en gas, Disolución de sólido en líquido, Disolución de sólido en líquido y Aleación.Concentración de una disolución.

Se llama concentración de una disolución a la cantidad de soluto que hay en una cantidad determinada de disolución.

Llamamos solubilidad a la cantidad máxima de una sustancia que se puede disolver en 100 g de agua, a una temperatura dada. Si aumentamos la temperatura de una disolución, en general, aumenta su solubilidad.

La forma más habitual de expresar la concentración es el tanto por ciento, que indica las partes de soluto que hay por cada 100 partes de disolución.

En función de la cantidad de soluto que hay en una disolución, ésta puede ser saturada, concentrada o diluida.

2. Mezclas heterogéneas: Mezclas heterogéneas: son aquellas en las que sí se distinguen los componentes como ocurre con el granito o con algunos detergentes en polvo.

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Una mezcla heterogénea es aquella que posee una composición uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual. Las partes de una mezcla heterogénea pueden separarse mecánicamente. Por ejemplo, las ensaladas, o la sal mezclada con arena, o el granito o con algunos detergentes en polvo.

1. A continuación, investiga qué son los diferentes tipos de disoluciones (buscando su concepto y escribiéndolo a continuación) y ejemplifica

cinco tipos de disoluciones por concepto.

Disolución de gas en gas: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Disolución de sólido en líquido: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Disolución de sólido en líquido: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Aleación: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2. Escribe con tus palabras lo que entendiste por mezcla homogénea y escribe 5 ejemplos de mezcla homogénea: __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Indicador 1.1.4 Hace diferencia entre átomo y molécula, elemento, compuesto y mezcla

1.1.4 Conceptos básicos

Estructura del átomo:En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

- La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

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Átomo: En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, indivisible) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que


Partículas con Carga:

Tanto el electrón como el protón tienen cargas eléctricas. Una partícula con “carga” puede ejercer una fuerza; es decir, puede empujar o halar a otra partícula que también tenga “carga”. Hay dos clases opuestas de carga, que se llaman positivas (+) y negativas (-). El protón tiene una sola carga positiva (1+) y el electrón una sola carga negativa (1-). Cada átomo eléctricamente neutro tiene el mismo número de protones que de electrones. Los neutrones no tienen carga.

Todo átomo es neutro en cuanto a carga eléctrica, porque el número de electrones es igual al número de protones.

Lo que se suele describir como “electricidad estática” se debe a cargas eléctricas. Las cargas opuestas pueden hacer que un trozo delgado de plástico se adhiera a tus dedos. Si tienes una carga de cierto tipo y el plástico ha recolectado una carga opuesta, habrá una atracción que hace que el plástico se te adhiera. Las cargas opuestas se atraen. Es posible que tu cabello se haya erizado al secarlo con aire cliente y al peinarlo vigorosamente en un día frío. Cuando los cabellos se repelen, es porque tienen la misma carga. Las cargas iguales se repelen.

Electrones, protones y neutrones:

Los protones y los neutrones tienen prácticamente la misma masa, 1.007276 uma y 1.008665 uma, respectivamente. Esto equivale a decir que una persona pesa 100.7 Kg. y otra 100.9 Kg.; la diferencia es tan pequeña que se puede despreciar. En la mayor parte de los casos se considera que las masas, tanto del protón como del neutrón, son 1 uma. (Unidades de masa atómica)

Partículas subatómicas

Partículas Símbolo Carga eléctrica Masa relativa Masa (g)

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(uma)Electrón e- 1-

1

18379.10953 X10-28 g

Protón p+ ó p 1+ 1 1.67265 X10-24 gNeutrón N 0 1 1.67495 X10-24 g

Serían necesarios 1837 electrones para tener una masa total equivalente a la masa de un solo protón. En otras palabras, los electrones componen una fracción extremadamente pequeña en la masa de un átomo. Para casi todo propósito práctico, se puede considerar que la masa de un electrón es 0 uma. En la tabla anterior aparecen las cargas y las masas relativas en unidades de masa atómica de estas tres partículas. Como la masa de electrón es prácticamente cero, la masa de un átomo es fundamentalmente la de sus protones y neutrones. La suma de los protones y neutrones de un átomo se llama número de masa.

Número de masa = Número de protones + Número de Neutrones

IsotoposLa suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

Elemento: El término elemento químico hace referencia a una clase de átomos, todos ellos con el mismo número de protones en su núcleo. Aunque, por tradición, se puede definir elemento químico como aquella sustancia que no puede ser descompuesta, mediante una reacción química, en otras más simples. Es importante diferenciar a un «elemento químico» de una sustancia simple. El ozono (O3) y el oxígeno (O2) son dos sustancias simples, cada una de ellas con propiedades diferentes. Y el elemento químico que forma estas dos sustancias simples es el oxígeno (O). Otro ejemplo es el del elemento químico carbono, que se presenta en la naturaleza como grafito o como diamante.

Molécula: es una partícula neutra formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes (en el caso del enlace iónico no se consideran moléculas, sino redes cristalinas), de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente

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como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Constituye la mínima cantidad de una sustancia que mantiene todas sus propiedades químicas.

Compuesto: es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos).

Mezcla: es una materia formada al combinar dos o más sustancias sin que suceda una reacción que cambie químicamente sus componentes. Aunque no hay cambios químicos en una mezcla, algunas propiedades tales como su punto de fusión, pueden ser diferentes a las de sus componentes. Las mezclas pueden separarse en sus componentes originales por medios físicos (mecánicos). Además, éstas se clasifican en homogéneas y heterogéneas.

1.1.4.1 Nombres y símbolos de los elementos químicos

A continuación encontrarás los nombres y símbolos de los elementos químicos completa la tabla como lo marca el hidrogeno.

Sím. NOMBRE Sím. NOMBRE Sím. NOMBREH Hidrógeno Rb Hafnio

Helio Sr TantalioLitio Y Volframio

Zr RenioBoro Nb OsmioCarbono Mo IridioNitrógeno Tc Platino *Oxígeno Ru Oro *Fluor Rh MercurioNeón Pd TalioSodio Ag PlomoMagnesio Cd BismutoAluminio In PolonioSilicio Sn AstatoFósforo Sb Radón

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Azufre Te FrancioCloro I RadioArgón Xe ActinioPotasio Cs TorioCalcio Ba ProtactinioEscandio La UranioTitanio Ce NeptunioVanadio Pr PlutonioCromo * Nd AmericioManganeso Pm CurioHierro Sm BerquelioCobalto Eu CalifornioNíquel Gd EinstenioCobre * Tb FermioCinc Dy MendelevioGalio Ho NobelioGermanio Er LaurencioArsénico Tm RutherfordioSelenio Yb DubnioBromo Lu SeaborgioCriptón Bohrio

Hassio Meitnerio

Indicador 1.1.5Identifica como está integrada la tabla periódica y define la relación con la configuración electrónica

1.1.5 La tabla periódica de los elementos

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características. Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. Por lo que conocemos la tabla como tabla de Mendeleiev.

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1.1.5.1 Clasificación de la tabla periódica de los elementos Más de la mitad de los elementos conocidos se descubrieron entre 1800 y 1900. El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades físicas y el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar gran cantidad de información disponible respecto de la estructura y propiedades de las sustancia elementales, condujeron al desarrollo de la tabla periódica, una tabla en la que se encuentran agrupados juntos los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. En la figura 3.1 se muestra la tabla periódica moderna, en la cual los elementos están acomodados de acuerdo con su número atómico, en filas horizontales llamadas períodos, y en columnas verticales, conocidas como grupos o familias, de acuerdo con sus semejanzas en las propiedades químicas.

A continuación encontraras una tabla periódica de los elementos, tu trabajo será clasificar todos y cada uno de los elementos. (Metales alcalinos, metales alcalinotérreos, metales de transición, haluros, gases nobles)

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METALES ALCALINOS

METALES ALCALINOTÉRREOS

METALES DE TRANSICIÓN HALUROS GASES NOBLES

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1.1.5.2 Nombres y símbolos J. J. Berzelius, inventó un sistema sencillo de notación química que introdujo en 1814. Sus símbolos eran letras tomadas del nombre de elemento. En la actualidad, estos símbolos se utilizan en todo el mundo.

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El símbolo de un elemento no tiene más de tres letras. La primera de ellas es siempre mayúscula; la segunda y la tercera letras, si se utilizan son minúsculas. Solamente los elementos que siguen al número 103 en la tabla periódica poseen símbolos con tres letras. Estos símbolos se derivan de nombres en latín que representan el número del elemento; por ejemplo, Uno es el símbolo del elemento número 108, el uniloctio (Uuo). Aunque únicamente en tabla periodica básica únicamente encontramos 103 elementos.

1.1.5.3 Elementos abundantes y raros de la tabla periódica El hidrógeno es un elemento químico representado por el símbolo H y con un número atómico de 1. En condiciones normales de presión y temperatura, es un gas diatómico (H2) incoloro, inodoro, insípido, no metálico y altamente inflamable. Con una masa atómica de 1,00794(7) u, el hidrógeno es el elemento químico más ligero y es, también, el elemento más abundante, constituyendo aproximadamente el 75% de la materia visible del universo.

Elemento químico Lutecio, símbolo Lu, número atómico 71 y peso molecular 174.97., es un metal muy raro, el miembro más pesado del grupo de las tierras raras.

En la tabla periódica encontramos 103 elementos (aunque hay un poco más), de los cuales hay elementos abundantes y elementos raros, como lo observamos anteriormente, ahora tendrás que encontrar los 10 elementos más abundantes y los 10 elementos más raros, y deberás enúncialos y describir sus propiedades, símbolo, peso molecular y cada de sus características.

Elementos abundantes

Elemento/símbolo

Propiedades, Peso molecular otras características.

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Elementos raros

Elemento/símbolo

Propiedades, Peso molecular otras características.

1.1.5.4 Configuración electrónica

La configuración electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos electrones entre los distintos niveles y orbitales.

La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo reglas:1.- En cada orbital sólo puede haber 2 electrones.2.- Los electrones se van colocando en la corteza ocupando el orbital de menor energía que esté disponible.3.- Cuando hay varios orbitales con la misma energía (3 orbitales p, por ej.) pueden entrar en ellos hasta 3·2 = 6 electrones.

Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de Möeller.

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Debes seguir el orden de las flechas para ir añadiendo electrones.

Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Finalmente la Configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2

4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Es decir:

Z = 1 Hidrógeno H: 1s1

Z = 2 Helio He: 1s2

Z = 3 Litio Li: 1s22s1

Z = 4 Berilio Be: 1s22s2

Z = 5 Boro B: 1s22s22p1

Z = 6 Carbono C: 1s22s22p2

Z = 7 Nitrógeno N: 1s22s22p3

Z = 8 Oxígeno O: 1s22s22p4

Z = 9 Flúor F: 1s22s22p5

Z = 10 Neón Ne: 1s22s22p6

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A continuación encontrarás algunos elementos, escríbeles su configuración electrónica.

Z = 11 Sodio Na: Z = 12 Magnesio Mg: Z = 13 Aluminio Al: Z = 14 Silicio Si: Z = 15 Fósforo P: Z = 16 Azufre S: Z = 17 Cloro Cl: Z = 18 Argón Ar: Z = 19 Potasio K: Z = 20 Calcio Ca:

1.1.5.5 Configuración electrónica y tabla PeriódicaLa tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.

Clasificación: Grupos:

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.Numerados de izquierda a derecha, los grupos de la tabla periódica son:

Grupo 1 : (I) los metales alcalinos Grupo 2 : (II) los metales alcalinotérreos Grupo 3 : (III) Familia del Escandio Grupo 4 : (IV) Familia del Titanio Grupo 5 : (V) Familia del Vanadio Grupo 6 : (VI) Familia del Cromo Grupo 7 : (VII)Familia del Manganeso Grupo 8 : (VIII) Familia del Fierro Grupo 9 : (IX) Familia del Cobalto Grupo 10: (X) Familia del Níquel

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A continuación encontrarás los siguientes grupos de la tabla periódica, nómbralos según grupo:

Grupo 11 (XI): Grupo 12 (XII): Grupo 13 (XIII): Grupo 14 (XIV): Grupo 15 (XV): Grupo 16 (XVI): Grupo 17 (XVII): Grupo 18 (XVIII):

1. Períodos:Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.

La tabla periódica consta de 7 períodos, La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo.

2. Bloques:

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.

Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos:

Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f

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A continuación se tepresenta laconfiguracion electrónica del Litio, tu tarea será escribir en tu cuaderno la configuración electrónica de los elementos alcalinos.

0. Z = 3 Litio = 1s22s1

Indicador 1.1.6 Aplica la teoría atómica en la escritura de la configuración electrónica de los elementos.

1.1.6 Estructura de la materiaAntes de 1800, se pensaba que la materia era continua, es decir que podía ser dividida en infinitas partes más pequeñas sin cambiar la naturaleza del elemento. Sin embargo, alrededor de 1803 ganó aceptación la teoría de un científico inglés llamado Jhon Dalton (1766-1844). La naturaleza de la materia y la forma en que los elementos se combinaban, sugería la existencia de un límite a lo que un elemento podía subdividirse.

Ahora sabemos que al dividir una muestra de cobre en trozos cada vez más pequeños, finalmente se encuentra una unidad básica que no puede ser dividida sin cambiar la naturaleza del elemento. Esta unidad básica se llama Átomo. Un átomo es la partícula más pequeña que puede existir de un elemento conservando las propiedades de dicho elemento.

1.1.6.1 Teoría atómica de Dalton Las leyes ponderales de las combinaciones químicas encontraron una explicación satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes ponderales basándose en el concepto de átomo. Establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua:

1. Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles.

A continuación investiga y escribe lo postulados restantes de la Teoría atómica de Dalton. Los cuales deben ser entregados en su cuaderno el dia indicado portu catedrático.

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1.1.6.2 Propiedades de las partículas atómicas y subatómicasLa teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos, en contraposición a la creencia antigua de que la materia se podía dividir en cualquier cantidad arbitrariamente pequeña.

Sir Joseph John "J.J." Thomson Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia, cuando J.J Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos. El tubo de rayos catódicos que usó Thomson era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el extremo opuesto del tubo de cristal. Mediante la experimentación, Thomson descubrió que los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con los campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones).

A continuación aparece un dibujo con sus distintas partes del tubo de vidrio al vacio el cual, debes investigar cada una de sus partes.

Parte Función

1. Cátodo

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2. Ranura

3. Placa positiva

4. Ánodo

5. Bomba de aire

6. Fuente de poder o voltaje

7. Placa negativa

1.1.6.3 Número atómicoEn química, el número atómico es el número entero positivo que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental

del átomo: su carga nuclear.

En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de electrones ha de ser igual al de protones. De este modo, el número atómico también indica el número de electrones y define la configuración electrónica de los átomos.

A continuación utilizarás tu tabla periódica de los elementos y escribirás según el número atómico a qué elemento pertenece cada uno y los que no aparecen en la tabla periódica de los

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El número atómico es el número de protones en un núcleo atómico. Se suele representar con la letra Z.


elementos, en investiga en la biblioteca más cercana, para escribie dónde los utilizamos o dónde los encontramos. Tomarás como ejemplo el hidrogeno.

Numero atomico

Elemento Propiedades

1 Hidrogeno Incoloro, inodoro y altamente inflamable y se usa en hidrocarburos.2345678

103106107108109110111

1.1.6.4 Isótopos e isobaros

Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos. Por ejemplo, el isótopo más común del hidrógeno no tiene ningún neutrón protio; también hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones (como se muestra enla grafica a continuacion). Los átomos de un elemento en particular que tienen masas diferentes se llaman isótopos. La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos. El elemento que presenta el mayor número de isótopos estables es el estaño; tiene 10 de ellos. Todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente las mismas propiedades químicas.

Para referirse a un determinado isótopo, se escribe

así: ZA X Aquí X es

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Isótopos

Se conoce como isótopos a los átomos de un mismo elemento qee distinto número electrones,


el símbolo químico del elemento, Z es el número atómico, y A es el número de neutrones y protones

combinados, llamado el número de masa. Por ejemplo, el hidrógeno ordinario se escribe 11 H , el

deuterio es 12 H , y el tritio es 1

3 H.

Existen 109 elementos conocidos, con Z desde 1 hasta 109 , pero hay más de 1 300 variedades de núcleos. Cada una de éstas es un núclido.

Ejemplo 1: El isótopo radiactivo yodo 131 se emplea para el tratamiento de cáncer de la tiroides y la medición de la actividad del hígado y el metabolismo de grasas.

(a) ¿Cuál es el número atómico de este isótopo? (Usa la tabla periódica.)(b) ¿Cuántos neutrones contienen los átomos de este isótopo?

Solución

(a) El número atómico de este isótopo, y de todos los isótopos del yodo, es 53.(b) Número de neutrones = número de masa – protones =131-53 =78

Ejemplo 2:

(a) De los que siguen, ¿Cuáles son isótopos del mismo elemento? La letra X se emplea en cada caso como símbolo del elemento.

816 X 7

16 X 714 X 6

14 X 612 X

(b) ¿cuál de los cinco tipos de átomos tiene el mismo número de neutrones?

Solución

(a) Tanto el 716 X como el 7

14 X son isótopos del elemento nitrógeno (N). Tanto el

como el 612 X son isótopos del elemento carbono

(b) Tanto 816 X (16−8=8 neutrones) como 6

14X (14- 6=8 neutrones) tienen el mismo número de

neutrones.

Resuelva lo que a continuación se le presente, utilice las fórmulas o despeje para encontrar número de neutrones, electrones, protones y masa, así como cargas o los

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símbolos de los elementos que no se conocen en la siguiente tabla, coloque sus respuestas en las líneas respectivas:

SIMBOLO

80__ Hg+2

__52 Fe__ __

__ Sn+229__ ___+1

______ ___ ___

______ ___ ___

______ ___ ___

Protones

______ ______ ______ ______ ______ 19 ______

Masa

165 ______ ______ 64 ______ ______ 34

Neutrones

______ ______ 56 ______ 23 21 18

Carga

______ +3 ______ ______ +3 0 -2

Electrones

______ ______ ______ ______ 18 ______ ______

Isóbaros

Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico, es decir distinto

número atómico, pero igual número másico, por ejemplo:

Donde A = número de masa = #p+ + #n0

Z = número atómico = #p+

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ISOBAROS (del griego: ἴσος, isos = mismo; βαρύς, baros = peso) a los distintos núcleos atómicos con el mismo número de masa (A), pero diferente número atómico (Z).


Isótopos, protones y neutrones se mantienen unidos por el núcleo gracias a la llamada interacción fuerte o fuerza nuclear. Por ello, para formar o destruir un núcleo se requiere o se libera una gran cantidad de energía.

Existen 109 elementos conocidos, con Z desde 1 hasta 109, pero hay más de 1 300 variedades de núcleos. Buscarás y dibujarás isóbaros del grupo IA de la tabla periódica de los elementos

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1.1.6.5 Masa Atómica

La masa atómica es a veces incorrectamente utilizada como sinónimo de relativa la masa atómica, media masa atómica y peso atómico; estos difieren sutilmente de la masa atómica.

Busca los siguientes conceptos:

El peso atómico estándar:

Masa atómica relativa

Masa isotópica relativa

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La masa atómica es la masa de un átomo, más a menudo expresó unificado en unidades de masa atómica. La masa atómica puede considerarse la masa total de protones, neutrónes y electrónes en un solo átomo (cuando el átomo está inmóvil).


1.1.6.6 Moléculas e iones

En la naturaleza raramente aparecen átomos aislados; sólo los gases nobles (He, Ne, Ar,...) que constan de átomos individuales, no reactivos. Los átomos tienden a combinarse entre sí de varias maneras para formar las distintas sustancias puras: elementos y compuestos. Las unidades que sirven como bloques de construcción de dichas sustancias son las moléculas y los iones.

Moléculas

Por ejemplo el oxígeno (O2) o el nitrógeno (N2), constituidos por moléculas de elementos. Las moléculas de los compuestos están formadas por átomos de diferentes tipos, por ejemplo en el agua o el dióxido de carbono. Los átomos involucrados suelen ser de elementos no metálicos. Dentro de la molécula, los átomos están unidos unos a otros por fuerzas intensas denominadas enlaces químicos.

Las sustancias moleculares se representan abreviadamente mediante las fórmulas, en las que se indica el número de átomos de cada elemento por un subíndice escrito después del símbolo del elemento (si un símbolo de un elemento no lleva subíndice significa

que hay un solo átomo del mismo). Así, las fórmulas moleculares para el agua (H2 O), amoníaco (NH3) y metano (CH4), se interpretan del siguiente modo:

En la molécula de agua hay dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

En la molécula de amoníaco hay un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno.

En la molécula de metano hay un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno, entre otros.

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Moléculas

Dos o más átomos pueden combinarse entre sí para formar una molécula.


1.1.6.7 Masa molecular

La masa molar en los átomos es la masa atómica relativa expresada en g/mol. La masa molar de un compuesto es igual a la masa molecular relativa, o peso molecular, expresada en g/mol. Los números que indican la masa molar y la masa molecular coinciden porque se eligió como factor de conversión entre la unidad de masa atómica y el gramo el inverso de la constante de Avogadro.

Ejemplo Supongamos que queremos averiguar cuál es la masa molecular del agua. Sabemos que su fórmula química es H2O, es decir, que está compuesta por dos átomos de Hidrógeno y uno de Oxígeno. Por otro lado sabemos que:

■Masa atómica del Hidrógeno: MH = 1 uma

■Masa atómica del Oxígeno: MO = 16 uma

Luego la masa molecular del agua, MH2O, será:

MH2O = 2 × MH + MO = 2 × 1 uma + 16 uma = 18 uma

Ahora averiguaremos cuál es la masa molecular del ácido sulfúrico (H2S O 4), el agua oxigenada o peróxido de hidrogeno (H2O2), Sal o cloruro de sodio (NaCl), ácido estomacal o ácido clorhídrico (HCl), Azúcar o sacaroso (C12H22O11).

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Masa molar, masa de un mol de partículas. La masa molar, M, de una sustancia es la masa en gramos de un mol de esa sustancia. Se expresa en g/mol.

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno


1.1.6.8 Composición porcentual de los compuestosUna ley fundamental de la química afirma que en todo compuesto químico que esté formado por dos o

más elementos diferentes, éstos se encuentran presentes en dicho compuesto en una cantidad o composición porcentual determinada. Lo que quiere decir, por ejemplo, que el hidróxido de aluminio Al(OH)3 que se obtenga en España tendrá el mismo porcentaje de aluminio, de oxígeno y de hidrógeno que el que se pueda obtener en cualquier otra parte del mundo.

Ejemplo:

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La composición porcentual a través de la fórmula química. Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el


Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula. Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u. El problema puede resolverse por dos maneras:

Utilizando unidades de masa atómica: Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u.

Porcentaje de azufre en el compuesto:

%S=( masaSmasaSO 2

)⋅100=(32 . 1u64 .1u )⋅100≈50 .1%

Porcentaje de oxígeno en el compuesto:

%O=( masaO2

masaSO2)⋅100=( 2⋅16u

64 .1u )⋅100≈49 .9%.

Utilizando gramos: 1 mol de moléculas de SO2 (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de azufre (32,1 g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).

Porcentaje de azufre en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO2 hay 32,1 g de azufre, en 100 g habrá x, luego

x=100⋅32.164 . 1

=50 .1 %

de azufre

Porcentaje de oxígeno en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO2 hay 32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá x, luego

La fórmula química de un compuesto a través de su composición porcentual

Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos elementales.

La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto.

A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su fórmula empírica.

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Ejemplos:

El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene un 27,3% de carbono y un 72,7% de oxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica de ese compuesto.

Para resolver el problema consideramos 100 g del compuesto. Dada la composición porcentual del mismo, de esos 100 g corresponden 27,3 al carbono y 72,7 al oxígeno. Con ello, se puede calcular el número de moles de átomos de cada elemento:

Dividiendo los dos números obtenidos se llega a una relación empírica entera entre ambos, a partir de la cual se tiene la relación de átomos en la fórmula empírica:

C=2.282.28

=1

=4 .542. 28

=2

La fórmula empírica corresponde al CO2, dióxido de carbono. (El gas que esta acelerando el calentamiento global)

Un mol de acetileno, C2H2 = 26.0g Un mol de benceno, C6H6 = 78.0 g

- 67 -


C:

2×12 . 0gC26 .0gC 2H2

×100% = 92.3% C

H:

2×1 . 0gH26 . 0gC 2H2

×100% = 7.7% H

Suma de los porcentajes = 100%

C:

6×12 . 0gC78 .0gC6H 6

×100% = 92.3% C

H:

6×1. 0 gH78 . 0gC6H 6

×100% = 7.7% H

Suma de los porcentajes = 100%

Una fórmula molecular de un compuesto proporciona el número real de átomos de cada elemento presentes en una molécula. Las fórmulas moleculares del acetileno y del benceno son C2H2 y C6H6,

respectivamente.

A continuación encuentra la composición porcentual de los siguientes compuestos.

Anhídrido hiposulfuroso = SO

Anhídrido sulfuroso = SO2

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Anhídrido sulfúrico = SO3

Anhídrido hipocloroso = Cl2O

Anhídrido cloroso = Cl2O3

Anhídrido clórico = Cl2O5

Anhídrido perclórico = Cl2O7

- 69 -


Óxido ferroso = FeO

Óxido férrico = Fe2O3

1.1.6.9 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares.

La formulación empírica se puede determinar a partir del porcentaje de peso correspondiente a cada elemento. Por ejemplo la expresión CH2O, corresponde a la formula mínima de la glucosa, aun cuando su formula molecular es C6H12O6, indicando la cantidad absoluta de átomos presentes.

Hay que recordar que la fórmula empírica muestra la relación más sencilla entre los átomos presentes en el compuesto. La relación de los átomos es proporcional al número de moles de cada clase de átomo presente. Si se puede establecer el número de moles que hay de cada elemento también se pueden determinar las relaciones más sencillas de números enteros entre los átomos presentes. El conjunto más simple de números enteros, corresponde a los subíndices de la fórmula empírica del compuesto. Estudia la manera de establecer fórmulas empíricas cuando

se conoce el número de gramos de cada elemento o los porcentajes correspondientes.

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FORMULA ÉMPIRICA

Indica la relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presente en la molécula, sin que esta relación señale necesariamente la cantidad exacta de átomos.


El procedimiento del ejemplo anterior puede invertirse si es necesario. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto es posible determinar su formula empírica. Debido a que se tienen porcentajes y la suma de todos ellos constituye el 100%, conviene suponer que se empezó con 100g.

Ej: el acido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto. Está formado por 40.92 de carbono, 4.58 de hidrogeno y 54.50 de oxígeno en masa. Determine su formula empírica.

DETERMINACION EXPERIMENTAL DE FORMULAS EMPIRICAS

Considere el compuesto etanol. Cuando el etanol se quema se forma dióxido de carbono CO2 y agua H2O. Suponga que en un experimento la combustión de 11.5g de etanol produjo 22.0g de CO2 y 13.5g de H2O. Calcular la masa de carbono e hidrogeno en la muestra original de 11.5g de etanol.

Ejemplos:

1. Se calentó en oxígeno puro una muestra de 6.50g de cromo en polvo. El compuesto producido mostró una masa de 9.50g. ¿Cuál es la fórmula empírica?

Solución

Calcula la masa de cada elemento presente en el compuesto.

Masa de Cr = 6.50 g (conocida)

Masa de O = 9.50g de masa combinada -6.50g de Cr

= 3.00 g de O

La masa del oxígeno se obtiene en este caso “por diferencia”

Emplea las masas molares para convertir los gramos de cala elemento a moles

Cr: 6.50 g Cr X 1molCr52.0gCr

=0.125molCr

O: 3.0 g O X 1molO16.0 gO

= 0.188 mol O

Las proporciones molares que aquí se obtienen son las mismas que las proporciones atómicas. En consecuencia, se podría escribir la fórmula empírica como Cr0.125O0.188, pero esta no es la forma aceptada. Es preciso establecer el conjunto más pequeño de número enteros.

Obtén el conjunto más pequeño de números enteros. Primero, divide el número de moles de cada elemento entre el más pequeño de los dos valores.

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Cr:

0 .125mol0 .125mol

=1O:

0 .188mol0 .125mol

=1. 50

Si aparece un valor decimal en este punto, como ocurre en este problema, no habrás obtenido el conjunto más pequeño de número enteros aún. Para eliminar los decimales, multiplica ambos valores por el entero más pequeño posible (2, 3, 4, etc.) que dé el conjunto más pequeño de números enteros. Para este problema, debes multiplicar ambos valores por 2, pues el decimal del oxígeno equivale a 1/2.

Cr: 1.00 X 2 = 2 O: 1.50 X 2 = 3

Por lo tanto la fórmula empírica es Cr2O3

2. El glicerol, una sustancia química que se emplea en lociones para manos, contiene 39.10% de carbono, 8.77% de hidrógeno y 52.13% de oxígeno. Determina la fórmula empírica del glicerol. Cuando las cantidades se dan como porcentajes, conviene suponer que se tiene una muestra de 100.0g del compuesto. Para establecer la masa de cada elemento en la muestra, multiplica el porcentaje de cada elemento por 100g. Para 100.0g de glicerol, se tienen 39.10g de carbono, 8.77g de hidrógeno y 52.13g de oxígeno.

Utiliza las masas molares para convertir los gramos de cada elemento a moles.

C: 39.10gC¿ 1molC

12 .0 gC=3 . 258molC

H: 8.77g H¿ 1molH

1.01gH=8. 683molH

O: 52.13gO¿ 1molO

16 gO=3 . 2858molO

Las proporciones molares aquí obtenidas, son iguales a las proporciones atómicas. Ahora basta con establecer el conjunto más pequeño de números enteros

Divide el número de moles de cada elemento, entre la más pequeña de las cantidades calculadas. En este caso, hay que dividir entre 3.258mol.

C:

3. 258mol3. 258mol

=1. 00

H:

8 .683mol3. 258mol

=2. 66

O:

3. 258mol3. 258mol =1.00

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Uno de los valores, 2.66, no es un número entero, y está dado en tercios. Puede multiplicar por 3 para obtener el conjunto más pequeño de números enteros.

C: 1 .00×3=3 H: 2.66 ¿3=7 .68 O: 100×3=3

La fórmula empírica es C3H8O3

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS MOLECULARESSi se conocen la masa molar de un compuesto y su fórmula empírica, se puede establecer la fórmula molecular. Como se explicó anteriormente, tanto el acetileno, como el benceno tienen la misma fórmula empírica, pero distinta masa molecular.

El acetileno contiene dos unidades de la fórmula empírica. Su fórmula molecular contiene dos veces más átomos de C y de H que los que hay en la fórmula empírica, y su masa molar es el doble de la masa de la fórmula empírica.

Masa molar del acetilenoMasa de la fórmula empírica =

26 g13 . 0g = 2 unidades de fórmula empírica

El acetileno, con dos unidades de fórmula empírica tiene una fórmula molecular de C2H2.

El benceno tiene una fórmula molecular que contiene seis veces más átomos de C y de H que los que hay en la fórmula empírica, y su masa molar es seis veces mayor que el peso de la fórmula empírica.

Masa molar del bencenoMasa de la fórmula empírica de CH =

78 .0g13 .0g ⇒∴ 6 unidades de fórmula empírica

El benceno, con seis unidades de fórmula empírica, tiene una fórmula molecular de C6H6. Así pues, cuando se divide la masa molar de un compuesto entre la masa de su fórmula empírica, se puede establecer el número de unidades de fórmula empírica, presentes en la fórmula molecular. La fórmula

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Para calcular la formula molecular se debe conocer la masa molecular aproximada del compuesto, además de su formula empírica.


molecular se puede establecer multiplicando cada subíndice de la fórmula empírica por el número de unidades de fórmula empírica.

Fórmula empírica X número de unidades de fórmula empírica = fórmula molecular

Ejemplo:

Uno de los compuestos de la gasolina tiene una masa molar de 114.0g/mol. A través de un análisis se determinaron los porcentajes de C y H con los que se determinó que su fórmula empírica es C 4H9. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?

Determina el número de unidades de fórmula empírica que hay en el compuesto

Masa molar del compuestoMasa de la fórmula empírica de C4 H9 =

114 .0 g57 .0g

=2unidades de fórmula empírica

Determina la fórmula molecular como sigueC4H9 X 2 = C8H18

Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios de fórmulas empíricas y moleculares.

1. Indica las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos: a) Peróxido de Hidrógeno, H2O2 b) butano C4H10

2. Determine la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición porcentual es:

(a) 85.6% C, 14.4% H(b) 29.8% C, 6.3% H, 44.0% CI

3. Un análisis cualitativo de la papaverina, uno de los alcaloides del opio, indicó carbono, hidrógeno y nitrógeno. Un análisis cuantitativo dio 70.8% carbono, 6.2% hidrógeno y 4.1% nitrógeno. Calcúlese la fórmula empírica de la papaverina.

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4. Un líquido de peso molecular 60 contiene 40.0% carbono y 6.7% hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?

5. La combustión de 6.51 mg. de un compuesto dio 20.47 mg. de dióxido de carbono y 8.36 mg. de agua. Se le encontró un peso molecular de 84. Calcúlese: (a) la composición porcentual; (b) la fórmula empírica, y (c) la fórmula molecular del compuesto.

Unidad 2

Indicador 2.1.1

Aplicará los conceptos de teoría electrónica de su historia en forma adecuada y correcta

2.1.1 Distribución Electrónica

¿Qué es lo que produce los variados y brillantes colores de los fuegos artificiales? ¿Por qué ciertos minerales fosforecen bajo “la luz negra”? ¿Cuál es la diferencia entre la radiación ultravioleta y la infrarroja? ¿Qué son los iones? Será posible responder a preguntas como éstas si se comprenden ciertas propiedades de los electrones excitados de los átomos. En este capítulo se hará una reflexión sobre algunas de las singulares propiedades de los átomos excitados y sobre la disposición de los electrones dentro de los átomos. Los arreglos de electrones en los átomos son responsables de muchas de las propiedades de los distintos elementos. Pero antes habrá que examinar algunos de los

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2.1 Resolverás, comprenderás teórica y analíticamente la clasificación estructural de la materia atreves de la exploración atómica

http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://www.cayey.upr.edu/files/u30/quimica.jpg&imgrefurl=http://www.cayey.upr.edu/node/1346&usg=__46cxKwEjwfPauLlI5kni_Ji6MKs=&h=454&w=465&sz=50&hl=es&start=1&tbnid=a4CmG79SDOh_IM:&tbnh=125&tbnw=128&prev=/images?q=Quimica&gbv=2&hl=es&sa=G


descubrimientos que revelaron información importante acerca de los átomos. La revisión de estas investigaciones en orden cronológico permitirá seguir el razonamiento que conduce a la comprensión que se tiene en la actualidad acerca de los átomos y las partículas subatómicas.

2.1.1.1 Exploración del átomo con nuevas herramientas

La teoría atómica de Daltón y su trabajo con las masas atómicas preparó camino para diversas investigaciones experimentales en el siglo XIX, pero fueron los descubrimientos de la electricidad y la radiactividad los que suministraron las mejores herramientas para explorar el átomo. Se examinarán en forma breve algunos de los descubrimientos.

El uso de la Electricidad en el Estudio de los Átomos:

Al aplicar un voltaje al cátodo (electrodo negativo) y al ánodo (electrodo positivo) el tubo al vacío comenzaba a emitir luz (figura 3.3a). A este tubo se le conoce como tubo de descarga de gas. Crookes observó también que el rayo se desviaba al colocar un imán cerca del tubo. Estaba convencido de que este rayo iluminoso, que ahora se conoce como rayo catódico, estaba formado por partículas cargadas

Pero, ¿qué eran realmente estos rayos catódicos? J. J. Thomson obtuvo la respuesta en 1897. Demostró que un campo eléctrico desviaba los rayos catódicos. A un costado del tubo de descarga de gas de Crookes se hallaba una placa de metal con carga positiva, y en el lado opuesto había una placa con carga negativa.

Los rayos que viajaban del cátodo hacia el ánodo eran atraídos por la placa positiva y repelidos por la negativa (figura 3.4), lo que hacía supone que los rayos tendrían que estar compuestos de partículas con

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Cuando se conectaban los electrodos la fuente del voltaje mediante cables separados, un disco adquiría carga positiva y la otra carga negativa. Crookes conectó además el tubo a una bomba de vacío para extraer la mayor parte del aire del interior.


carga negativa. Thomson llamó electrones a tales partículas.

2.1.1.2 Espectro electromagnético

La luz, como la que emite el Sol o una bombilla incandescente, es forma de energía radiante. Cuando la luz blanca de una lámpara incandescente

una bombilla de luz ordinaria) se hace pasar a través de un prisma, se descompone en un espectro continuo o arco iris de colores. Cuando la luz solar pasa a través de una gota de lluvia, ocurre el mismo fenómeno. Los diferentes colores de la luz representan distintas cantidades de energía radiante. La luz azul, por ejemplo, contiene más energía que la luz roja de la misma intensidad

Además de la luz visible, hay otras formas de energía radiante, como los rayos gamma, la radiación ultravioleta y la radiación infrarroja. Todas estas formas de energía radiante, o radiación electromagnética, viajan por el espacio a una velocidad de 3.00 x 108 m/s, la velocidad de la luz. La radiación electromagnética viaja en ondas, muy parecidas a las que se forman en un lago en días con viento o al arrojar un guijarro en un estanque. Como se aprecia en la figura 3.14, la distancia entre crestas (o cualesquiera otros puntos equivalentes) de ondas consecutivas se conoce como longitud de onda, que se representan mediante la letra griega (lambda). Al número de crestas que pasan por un punto particular en 1 segundo se llaman frecuencia, y se representa con la letra griega (nu). La velocidad de una onda se obtiene multiplicando la longitud de onda por la frecuencia.

Para la radiación electromagnética.

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Se denomina espectro electromagnético a la distribución energética del conjunto de las ondas electromagnéticas. Referido a un objeto se denomina espectro electromagnético o simplemente espectro a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una sustancia.


= 3 x 108 m/s

La frecuencia aumenta conforme disminuye la longitud de onda, y viceversa.

Ejemplos:

1. La luz amarilla que emite una lámpara de vapor de sodio empleada para la iluminación publica tiene una longitud de onda de 589 nm. Calcule la frecuencia de esta radiación.

Solucion:

Nos dan la longitud de onda, , de la radiación y nos piden calcular la frecuencia , por lo tanto debemos despejar la ecuación que nos dieron anteriormente

= 3 x 108 m/s

= 3x 108m /s

589nmX

1nm1 x10−9 m

= 5.09 x 1014 J

2. Un laser empleado para soldar retinas desprendidas produce radiación con una longitud de onda de 640.0 nm. Calcule la frecuencia de esta radiación

= 3 x 108 m/s

v = 3 x108m / s

640nm X

1nm

1x 10−9m = 4.6875 x 10-4 J

Luz Visible:

Los ojos son capaces de percibir longitudes de onda entre aproximadamente 400 nm (luz violeta) para las más cortas, y alrededor de 750 nm (luz roja) par las más largas. Todas las longitudes de onda dentro de este intervalo de valores pertenecen al espectro visible. Cada color específico de la luz visible (rojo, naranja, amarillo, verde, azul, índigo y violeta) tiene longitud de onda y frecuencias distintas.

La luz roja tiene una longitud de onda larga y frecuencia baja; la luz azul tiene longitud de onda corta y frecuencia elevada.

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La luz visible cubre sólo una pequeña fracción del espectro electromagnético, como se aprecia en la figura siguiente. El espectro electromagnético completo abarca un espacio amplio, desde los rayos de gamma de alta energía, con alta frecuencia y longitudes de ondas cortas, hasta las ondas de radio de baja energía, con baja frecuencia y longitudes de ondas largas.

Radiación Ultravioleta: “luz negra”

La figura anterior muestra que la luz ultravioleta presenta longitudes de onda más cortas que las de luz visible. Las longitudes de onda UV más largas (las que están cerca de la luz visible) corresponden a lo que se conoce como “UV cercano”, y las longitudes de onda UV más cortas corresponden al “UV lejano”. También se hace uso de tres categorías, UV-A, UV-B y UV-C, para identifica longitudes de onda UV largas, medias y cortas, respectivamente. La atmósfera de nuestro planeta filtra las longitudes de onda UV-C.

Lo que en ocasiones se describe como “luz negra” es en realidad UV (principalmente UV cercano). Cuando la radiación UV alcanza ciertas rocas o ciertos tipos de pintura, los objetos emiten fluorescencia; parecen emitir luz propia al ser bombardeados por los rayos UV. Esto sucede cuando los electrones de los átomos de un material absorben rayos UV y luego desprenden esta energía emitiendo luz visible de energía más baja. La luz emitida hace que el material parezca fosforecer.

Radiación Infrarroja:

Lo que por lo común se percibe como calor radiante es en realidad radiación infrarroja (IR). Los rayos infrarrojos tienen longitud de onda demasiado larga para ser visible al ojo humano, pero tienen las frecuencias apropiadas para interactuar con las moléculas y provocar vibraciones moleculares.

Microondas y Radar:

Las longitudes de onda de las microondas y del radar son similares (alrededor de 1 cm). Son más largas que las longitudes de onda del IR. Las microondas tienen la energía idónea para hacer que las moléculas giren. Esta propiedad hace posible que un horno de microondas caliente una salchicha con rapidez. Conforme las microondas atraviesan la salchicha, la energía de las microondas hace que giren tanto las moléculas de agua del centro de la salchicha, como las que se encuentran en la en su superficie. El calor que producen las moléculas al girar calienta rápidamente toda la salchicha, o lo que se quiere calentar.

A estas alturas deberá resultar evidente que las frecuencias de la luz visible constituyen sólo una pequeña parte del espectro electromagnético.

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Ejemplos:

1. Una estación de radio FM difunde radiación electromagnética con una frecuencia de 103.4 MHz (megahertz; 1 MHz = 106 s-1) Calcule la onda de esta radiación

= 3 x 108 m/s

= 3x 108m /s103.4MHz

=2.901m

2. Un laser de iones de Argon emite luz de 489nm, ¿Qué frecuencia tiene esta radiación? ¿Esta es im espectro visible? Si es así según la figura del espectro electromagnético ¿que color tendrá?

= 3 x 108 m/s

v = 3 x108m / s

489nm , X

1nm1x 10−9m

= 6.13 x 10−4 J

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Según el espectro electromagnético aproximadamente es de color violeta

Según lo aprendido anteriormente, resolverás los siguientes ejercicios.

1. Ordene los siguientes tipos de radiación electromagnética de menor a mayor longitud de onda, infrarojo , luz verde, luz roja, ondas de radio , rayos x, luz ultravioleta

2. ¿Qué frecuencia tiene la radiación cuya longitud de onda es 589 nm?

3. ¿Calcule la longitud de onda de la radiación cuya frecuencia es de 1.2 x 1013 s-1?

4. ¿Qué distancia viaja la radiación electromagnética en 7.50 ms?

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2.1.1.3 Electrones excitados y espectros

Cada línea corresponde a luz de energía y frecuencia definidas. El patrón específico de líneas coloridas (o frecuencias) que emite cada elemento (su espectro de líneas) es una propiedad característica del mismo, que puede utilizarse para identificarlo. Un instrumento que se conoce como espectroscopio permite observar este espectro. Robert Bunsen y Gustav Kirchoff, científicos alemanes, informaron en 1859 que cada elemento tiene

un espectro característico. En 1885, J. J. Balmer logró calcular las longitudes de onda de las líneas del espectro visible del hidrógeno.

Los científicos han utilizado los espectros de líneas para establecer la composición química de las estrellas y de la atmósfera de los planetas.

Tal vez hayas observado la flama amarrilla que se produce al rociar sal de mesa (cloruro de sodio) en la flama de un asador. Cuando esta flama amarrilla se observa a través de un espectroscopio, sólo se aprecia una línea amarilla. El color amarillo de la flama (aun sin la ayuda de un espectroscopio) se puede emplear para identificar la presencia de sodio en una muestra.

E = hv

Como todo lo que está en movimiento, los electrones poseen energía cinética pero también energía potencial. Son, en este sentido, como las rocas que están en el borde de un acantilado, que cuando caen pierden energía potencial. Si los electrones caen hacia el núcleo, desprenden energía. Si esta energía corresponde a la frecuencia de la luz amarilla, por ejemplo, ése será entonces el color que se podrá observar. Así pues, una caída específica de energía en los electrones excitados produce un color o frecuencia específica.

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La luz de una flama en que se calienta una cierta sustancia química puede hacer pasar a través de un prisma, pero sólo será posible observar delgadas líneas coloridas en vez del espectro continuo que se aprecia cuando se hace pasar luz blanca a


Menciona ejemplos que de fuentes que producen a) Espectro contínuo b) Un espectro de líneas.

2.1.1.4 Los electrones en los átomos Los electrones no tienen cualquier cantidad de energía, sino que deben tener ciertos valores específicos. Esto es algo así como decir que puedes apoyarte en peldaños específicos de una escalera, pero no en el espacio entre ellos. Puedes subir un número determinado de peldaños hacia un nivel más alto, o descender a un “estado basal”. Al pasar de un peldaño a otro, la energía potencial (la energía debida a la posición) cambia según cantidades definidas, o cuantos.

Para un electrón, su energía total (tanto potencial como cinética) cambia conforme se mueve de un nivel a otro dentro de un átomo. Al absorber un fotón o cuanto de energía (un paquete de energía extremadamente pequeño, con tamaño definido), el electrón alcanza un nivel de energía más elevado: un estado excitado. Cuando después el electrón cae a niveles más bajos, se desprende energía en cuantos específicos.

La energía que se libera tiene frecuencias específicas y aparece como espectro de líneas, no como uno continuo.

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De acuerdo con el modelo atómico de Bohr, los electrones se mueven en órbitas en torno al núcleo, de manera semejante al movimiento de los planetas en órbitas alrededor del Sol. Los distintos niveles de energía pueden concebirse como órbitas diferentes. En un átomo de hidrógeno, el átomo más sencillo, el electrón suele encontrarse en el primer nivel de energía (el nivel más bajo y más cercano al núcleo). Los átomos que tienen todos sus electrones en los niveles de energía más bajos se encuentran en el estado basal. Cuando la energía, en forma de calor o luz, por ejemplo, hace que los electrones salten a niveles de energía más elevados, se dice que el átomo se encuentra en estado excitado. Un átomo excitado emite energía (luz) cuando los electrones saltan de regreso a un nivel inferior.

Ionización:

Si un átomo recibe suficiente cantidad de energía, es posible despejarlo de uno o más de sus electrones. Este fenómeno se conoce como ionización. La energía de ionización se define como la energía requerida para extraer un electrón de un átomo gaseoso en estado basal. Cuando un átomo pierde un electrón, la partícula cargada que se forma se denomina ion. Los iones se forman cuando átomos, o grupos de átomos, ganan o pierden electrones. La formación de iones es fundamental para diversas reacciones químicas.

Átomos de Bohr y Electrones de Valencia:

Bohr dedujo que cada nivel de energía en un átomo sólo es capaz de mantener un cierto número de electrones a la vez. Aquí simplemente se enunciará el hallazgo de Bohr en este sentido. El número máximo de electrones (o población) en cualquier nivel de energía que se esté llenando.

¿ Para el primer nivel de energía (n = 1), la población máxima es 2(1)2, o 2.

¿ Para el segundo nivel de energía (n = 2), la población máxima es 2(2)2, u 8.

¿ Para el tercer nivel de energía (n = 3), la población máxima es 2(3)2, o 18

Imagina que se construyeron átomos agregando un electrón en el nivel de energía apropiado conforme se incorporan protones en el núcleo, sin olvidar que los electrones se van colocando en el nivel de energía más bajo disponible. Para el hidrógeno, H, cuyo núcleo contiene un solo protón, su único electrón se colocará en el primer nivel de energía. Para el helio, He, cuyo núcleo tiene dos protones (y dos neutrones), se sitúan dos electrones en el primer nivel de energía. Como el primer nivel de energía sólo puede contener dos electrones, en todos los átomos de helio este nivel se encuentra completo.

- 84 -


El carbono, por ejemplo, tiene un total de seis electrones, con los cuatro electrones de su segundo nivel energético como electrones de valencia. De manera similar, el nitrógeno presenta cinco electrones de valencia, el oxígeno seis y el flúor siete.

El átomo de sodio, Na, tiene 11 electrones. De éstos, 2 se hallan en el primer nivel de energía, otros 8 llenan el segundo nivel, y el electrón restante se encuentra en el tercer nivel energético. Se puede emplear un diagrama de Bohr para indicar tal arreglo.

El círculo con el símbolo indica el núcleo de sodio. Los arcos representan los niveles de energía: el que está más cerca del núcleo representa el primer nivel de energía, el siguiente representa el segundo nivel, y así sucesivamente. Un átomo de sodio tiene un electrón de valencia; si se elimina, se forma un ion sodio, Na+, con carga positiva.

Como se muestra en los diagramas de Bohr, se podría continuar incorporando electrones al tercer nivel de energía hasta llegar al argón, Ar, que tiene 18 electrones. La posición de un elemento en la tabla periódica puede utilizarse para determinar el número de niveles de energía y el número de electrones de valencia de un átomo. Con esta información, se puede construir diagramas de Bohr de muchos elementos para mostrar la distribución de los electrones en los primeros 18 elementos. El número de electrones de valencia tiene mucho que ver con la química de cada elemento.

Dibuja en el cuadro que corresponde a cada elemento el diagrama de bohr que corresponda.

Elemento Diagrama de Bohr

Fluor

Hidrogeno

Hierro

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Oxigeno

Helio

Oro

Mercurio

Yodo

Calcio

2.1.1.5 Modelo mecánico cuántico del átomo

Por ejemplo, la ecuación de Bohr se pudo emplear para predecir los valores de las frecuencias correspondientes a las líneas del espectro del hidrógeno, pero no tuvo éxito en predecir de manera

correcta las líneas espectrales de átomos más complejos. No pasó mucho tiempo antes que el modelo de Bohr fuese reemplazado por modelos mejores. Para presentar un modelo más acertado del átomo, se necesitan interpretaciones matemáticas más sofisticadas, y con ello se sacrifica parte de la sencillez de modelo de Bohr. Por fortuna, es posible utilizar los resultados de estos cálculos sin tener que efectuarse nosotros mismos.

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El modelo atómico de Bohr estableció con claridad el concepto de niveles electrónicos de energía definidos en el interior de los átomos, pero ciertas preguntas permanecen sin respuesta.


2.1.1.6 Niveles energéticos de los electronesDe acuerdo con la teoría moderna de la mecánica cuántica, a cada nivel de energía principal, designado por la letra n, se le asigna un número positivo entero 1, 2, 3, ..., comenzando por n = 1 para el primer nivel de energía, el más cercano al núcleo. Los electrones que se hallan en niveles de energía con números mayores están más alejados del núcleo. Los números posibles de electrones en los primeros cuatro niveles de energía son 2, 8, 18 y 32. En la tabla periódica, los elementos del segundo periodo (la segunda fila horizontal) tienen su primer nivel energético completo y poseen también de uno a ocho electrones externos en el segundo nivel de energía. En forma similar, los elementos de la tercera fila horizontal tienen dos niveles energéticos completos, además de 1 a 18 electrones en el tercer nivel. Aunque en realidad no es posible, supón que dispones de una cámara capaz de fotografiar electrones y que dejas el obturador abierto mientras el electrón se mueve velozmente en torno al núcleo. Al revelar la imagen, tendrías un registro de dónde estuvo el electrón. Si haces lo mismo con un ventilador eléctrico encendido, obtendrías una imagen en que las aspas del ventilador aparecen como un disco sólido. Las aspas se mueven con tanta rapidez que su imagen fotográfica se ve borrosa. Con ayuda de nuestra hipotética cámara, veríamos a los electrones como una pelota borrosa, esféricamente simétrica. Es posible representar los niveles más altos de energía mediante modelos de nube de carga más complejos.

Ejemplos:

Indica el número de electrones en cada nivel de energía principal para los elementos siguientes:

a) Al b) CI c) N Solución:

Realiza un listado en tu cuaderno de 10 elementos y determina el número de electrones de cada uno en cada nivel de energía principal como en el ejemplo anterior.

2.1.1.7 Electrones de valencia y simbología de Lewis Los electrones de valencia (los que están

en el nivel externo de átomo) son de especial importancia, pues intervienen en las reacciones químicas, Gilberth N. Lewis, químico estadounidense, es conocido por el uso que hizo de representaciones simbólicas de los elementos, en que se

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a) Al (13 electrones en total) = 2, 8, 3 b) CI (17 electrones en total) = 2, 8, 7c) N (7 electrones en total) = 2, 5


muestran los electrones de valencia como puntos. A estas representaciones se les conoce como símbolos de electrón-punto de Lewis.

Resulta más conveniente representar un átomos de sodio con su símbolo de electrón-punto de Lewis, Na con un punto,Na⋅¿ ¿ (representa un electrón de valencia), que utilizar un diagrama de Bohr. Se forma un ión sodio, Na+, cuando un átomo d sodio pierde su electrón de valencia. (Fig.3.24)

Es fácil escribir los símbolos de electrón-punto de Lewis, de los elementos de los tres primeros periodos (filas horizontales) de la tabla periódica. El número de electrones de valencia es el mismo para todos los elementos del mismo grupo (o familia) en la tabla periódica. Todos los elementos del Grupo IA (que incluye H, Li, Na y K) tienen un electrón de valencia. Los símbolos de Lewis de estos metales alcalinos tienen todos un punto cerca del símbolo, como se mostró para él átomo de sodio.

Los elementos del Grupo IIA (que incluye Be, Mg y Ca) se llaman metales alcalinotérreos y llevan dos electrones de valencia. Sus símbolos de Lewis muestran dos puntos. La tabla siguiente presenta los símbolos de electrón-punto de Lewis para los 20 primeros elementos. Observa que hay un patrón en la forma en que se dibujan los puntos. Para elementos con no más de cuatro electrones de valencia, los puntos de los electrones de valencia se colocan separados en torno al símbolo del átomo, aislados y no apareados. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el carbono y el silicio (con cuatro electrones de valencia) emplean cuatro puntos no apareados. Los elementos con más de cuatro electrones de valencia se representan con electrones tanto apareados como no apareados, como se aprecian en la tabla. De los gases nobles con ocho electrones de valencia, se dice que poseen un octeto de electrones, y se representan mediante cuatro conjuntos de pares de electrones. El helio es el único gas noble con sólo dos electrones de valencia; el primer nivel de energía no puede contener más de dos electrones de valencia y símbolos de Lewis, para lo que se estudiará más adelante, donde interviene el enlace químico entre átomos y la formación de compuestos.

Símbolos de Electrón-Punto para Elementos Seleccionados

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

H . . He:

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http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://depa.pquim.unam.mx/qg/imagenes/cloroformoa.jpg&imgrefurl=http://www.datoavisos.org/?a=2743&usg=__w3mNUh6ugZeg-YUtkqwdEepMfr8=&h=131&w=135&sz=31&hl=es&start=54&tbnid=NsxyTXi5ZY1YtM:&tbnh=89&tbnw=92&prev=/images?q=Electrones+y+puntos+de+lewis&gbv=2&ndsp=20&hl=es&sa=N&start=40


Li . Be

Ba

C

:N

. .

: O ·

·

. .

: F :

·

. .

: Ne :

· ·

Na . · Mg ·

.

· Al ·

.

: Si ·

·

.

: P ·

·

. .

: S ·

·

. .

: C :

·

. .

: Ar :

· ·

K · · Ca ·

. .

: Br :

·

. .

: Kr :

· ·

Rb · · Sr ·

. .

: I :

·

. .

: Xe :

· ·

Cs ·

· Ba ·

Ejemplos:

Escribe símbolos de electrón-punto de Lewis para los átomos que siguen.

(a)CI (b)Br (C)O (d)S (e) C (f) Al

Solución: (a) : CI :

. .(b) : Br :

. .(c ) : O

. . (d) : S

(e) C

. (f) Al

Tanto el CI como el Br son halógenos con siete electrones de valencia. El oxígeno y el azufre tienen seis electrones de valencia cada uno. El carbono se representa con cuatro electrones de valencia no apareados. El aluminio se simboliza con tres electrones de valencia no apareados.

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Resuelve los siguientes ejercicios colocándoles a cada elemento su estructura de símbolos de Lewis.

a. PCl2 b. BCl2 c. H2S d. BeF2

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2.1.1.8 Subniveles de energia y orbitalesEl uso de la mecánica cuántica y la ecuación de Schrödinger aportaron una percepción complementaria de la estructura de la estructura electrónica de los átomos. De acuerdo con los cálculos de la mecánica cuántica, cada nivel de energía de un átomo está constituido por uno o más subniveles (a veces llamados subcapas). El primer nivel de energía tiene sólo un subnivel; el segundo nivel energético tiene dos subniveles; el tercer nivel cuenta con tres subniveles y así sucesivamente. En otras palabras el nivel de energía n tiene n subnivel.

Niveles de Energía, Subniveles y Orbitales de los Electrones

Nivel

Principal de

Energía, n

Número de

subniveles

Tipo de

orbital

Número de

orbitales

Número

Máximo de

Electrones

Por subnivel

Número

Máximo

Total de

Electrones

1 1 ls 1 2 2

2 2 2s 1 2

2p 3 6 8

3 3 3s 1 2

3p 2 6

3d 5 10 18

4 4 4s 1 2

4p 3 6

4d 5 10

4f 7 14 32

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Cada subnivel tiene uno o más orbitales atómicos que poseen una forma tridimensional específica. Los orbitales se designan mediante les letras minúsculas s, p, d, f, g, h y i. Además, cada orbital puede contener un máximo de dos electrones (un par), que deberán tener espín opuesto.

Esta idea fue una importante contribución realizada en 1925 por Wolfgang Pulí, y se le conoce como el principio de exclusión de Pulí. La tabla resume la información más importante acerca de los niveles de energía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones dentro de los sub-niveles.

Los Electrones en los Orbitales s:

Los primeros dos electrones de cada nivel de energía, se encuentran en una región donde la probabilidad electrónica está representada por un orbital “s” con simetría esférica. Estos orbitales s designan como 1s, 2s, 3s, etc. El orbital 3s, por ejemplo, es más grande que el orbital 1s, como se aprecia en la figura. Así, todos y cada uno de los niveles de energía tienen un subnivel s con un único orbital s de forma esférica, que puede contener un par de electrones con espín opuesto. Los electrones de los orbitales más alejados del núcleo de un átomo tienen más energía que los electrones cercanos al núcleo.

Los Electrones en los Orbitales p: A partir del segundo nivel energético, y para todos los niveles subsecuentes, hay un subnivel s y también un subnivel “p” consiste en tres orbitales p que tienen la misma energía pero distintas orientaciones en el espacio. La representación de nube de carga de cada orbital p tiene forma de mancuerda, con los lóbulos, o regiones, orientadas a lo largo del eje donde la densidad electrónica es máxima, la figura muestra que un orbital p con dos lóbulos está orientado en el espacio a lo largo del eje y, y el tercer orbital se encuentra orientado a lo largo del eje z. Cada orbital sólo puede alojar

dos electrones con espín opuesto. Como se aprecia en la figura un subnivel p con sus tres orbitales puede alojar un máximo de seis electrones (tres pares).

Los Electrones en los Orbitales d y f:

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A partir del tercer nivel de energía, y para todos los niveles subsecuentes, hay también un subnivel “d” con un conjunto de cinco orbitales capaces de contener un total de cinco pares de electrones, para dar un máximo de 10 electrones d en un subnivel d. Las formas que corresponden a los orbitales d son más complejas que las de los orbitales por subnivel y el correspondiente número de lóbulos por orbital s y p. La tabla a continuación muestra el incremento regular en el número de orbitales por subnivel y el correspondiente número de lóbulos por orbital. A partir del cuarto nivel energético, y para todos los niveles subsecuentes, hay un subnivel “f” con un conjunto de siete orbitales capaces de contener un total de siete pares de electrones, para dar un máximo de 14 electrones en un subnivel f., las formas de los orbitales f son todavía más complejas que las de los orbitales d (casi todos tienen siete orbitales), pero no es necesario ocuparse por ahora de las formas específicas de los orbitales f.

Ejemplo:

Designa el tipo de subniveles disponibles, el número de orbitales por subnivel, el número máximo de electrones por subnivel y el número máximo de electrones para el nivel energético completo, para los tres primeros niveles de energía.

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Solución:

Nivel de

Energía

Designación

Del subnivel

Orbitales Por subnivel

Número Máximo de

Electrones Por subnivel

Número Máximo de electrones en cada

nivel de energía.

1 1s 1 2 2

2 2s 1 2

2p 3 6 8

3 3s 1 2

3p 3 6

3d 5 10 18

2.1.1.9 Subniveles de energía en la tabla periódica de los elementos

Por ejemplo, si se estudia la figura, se podrá observar que los elementos de las dos primeras columnas a la izquierda de la tabla periódica tienen uno o dos electrones externos (de valencia) s, identificados como s1 y s2. A los elementos de esta región de la tabla periódica se les llama a veces bloque s de elementos.

Los elementos que aparecen en las seis columnas de la extrema derecha de la tabla periódica (excepto el helio) tienen todos ellos dos electrones en un subnivel s, y de uno a seis electrones en su subnivel p. A estos elementos se les conoce a veces como bloque p de elementos. Todos los elementos situados en las dos primeras y las últimas seis columnas de la tabla periódica se describen a menudo como los

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La disposición de los electrones de un elemento se puede establecer con rapidez, localizando el símbolo del elemento en la tabla periódica.


elementos representativos. Es fácil dibujar símbolos de electrón-punto de Lewis de cualquiera de los elementos representativos, pues todos ellos tienen de uno a ocho electrones de valencia.

Los Elementos de Transición:

Los elementos que poseen electrones externos en orbitales d se conocen como elementos de transición. Los elementos de transición (el bloque d de elementos) se encuentran en la región central de la tabla periódica, como se aprecia en la figura, donde hay 10 columnas, d1 a d10, que corresponden a los electrones posibles (de 1 a 10) en un subnivel d. Muchos compuestos que contienen metales de transición presentan colores brillantes, los cuales se relacionan con la frecuencia de la luz que se absorbe y se emite cuando los electrones de los subniveles d, parcialmente llenos, se excitan y luego regresan al estado basal.

A partir del cuarto periodo de elementos, el orden de llenado de los subniveles se hace más complejo. El potasio y el calcio, los dos primeros elementos del cuarto periodo, tiene 1 o 2 electrones de valencia, respectivamente, en el subnivel 4s. La figura anterior muestra que el siguiente subnivel por llenar después del subnivel 4s es el subnivel de 3d, correspondiente a los primeros 10 elementos de transición.

Los elementos de transición 4d y 5d están ubicados inmediatamente debajo de los elementos de transición 3d (Ver figura). En cada caso, observa que el subnivel d tiene un número de nivel de energía que es siempre uno menos el número de nivel energético de los elementos del bloque s y el bloque p del mismo periodo. Así pues, el subnivel 4d se llena después del subnivel 5s, pero antes del subnivel 5p.

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Los elementos de transición internos con subniveles 4f y 5f parcialmente llenos, se agrupan en la parte inferior de la tabla periódica. En la mayoría de los casos, el subnivel se llena después del subnivel 6s y antes del subnivel 5d. De manera similar, el subnivel 5f se llena después del subnivel 7s, pero antes del 6d. En esta forma, los elementos de transición internos poseen electrones en los subniveles f, que se hallan dos niveles de energía por debajo de los electrones s más externos, pero el orden de ocupación es en realidad más irregular de lo que se ha descrito aquí. La tabla periódica misma, por lo tanto, puede emplearse como una herramienta excelente para predecir el orden de incorporación de los subniveles de los átomos, aunque la Figura ofrece otros métodos que muestran la regularidad de este procedimiento

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1s*

2s 2p

3s 3p

4s 3d

4p

5s 4d

5p

6s 4f 5d

6p

7s 5f 6d

7p

* lee este diagrama en la secuencia normal de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, en la misma forma que la tabla periódica: 1s, 2s, 2p, 3s,3p, 4s, 3d, 4p....


Ejemplos:

Para cada uno de los niveles de la lista, indica el siguiente subnivel por llenar empleando el orden descrito en esta sección.

a) 3s b) 4s c) 5s d) 6s e) 4d f) 4f

Solución: Consulta la figura 3.29 como ayuda para establecer el orden de ocupación.

a) 3p b) 3d c) 4d d) 4f e) 5p f) 5d

Para cada uno de los niveles de la lista, indica el siguiente subnivel por llenar empleando el orden descrito en ésta sección.

a) 2s b) 5d c) 6d d) 3d 5) 5f

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2.1.1.10 Configuración electrónica y diagrama de orbitales

Un átomo de hidrógeno tiene un solo electrón. En tanto ese electrón se mantenga en su estado de más baja energía (estado basal), se hallará en el primer nivel de energía, que tiene sólo un subnivel: La configuración electrónica del hidrógeno se escribir ls1

Número de electrónes

Nivel de energía 1s2 en el subnivel y Tipo de subnivel

El superíndice (1) colocando en seguida de la designación del subnivel, indica el número de electrones que hay en el subnivel. De manera similar, los dos electrones de un átomo de helio pueden alojarse ambos en el subnivel 1s; la estructura electrónica del helio es 1s2. Cuando se representa la configuración electrónica de los elementos, no se debe olvidar tomar en cuenta su ubicación en la tabla periódica.

El litio tiene tres electrones la configuración electrónica del litio se escribe así: l s2 2s1. El berilio tiene cuatro electrones; su configuración electrónica es 1s2 El boro tiene la configuración electrónica de

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Los electrónes de los átomos en estado basal ocupan primero los subniveles de más baja energía, como se dijo en la sección anterior, pero es conveniente disponer de alguna forma para representar esta distribución de manera concisa; a esta representación se le llama

1 1 1


ls22s2p1. Los tres electrones del segundo nivel energético del boro (los subniveles) 2s y 2p) son electrones de valencia.

El subnivel 2p, con tres orbitales p, puede alojarse seis electrones como máximo (dos por orbita). Las configuraciones electrónicas del boro, carbono, nitrógeno, oxígeno, flúor y neón, necesitan que se llene el subnivel p con uno a seis electrones, respectivamente. En el neón la configuración electrónica es ls22s12p1. Las configuraciones electrónicas de todos los elementos de una columna de la tabla periódica en particular encajan en un patrón, como se resume en la figura anterior. En la tabla siguiente aparecen las configuraciones electrónicas de los primeros 20 elementos.

Una configuración electrónica permite mostrar de manera concisa el número de electrones que hay dentro de cada subnivel de un átomo, pero se puede utilizar un diagrama de orbitales para representar la distribución de los electrones dentro de los orbitales. En la tabla anterior se muestran los diagramas de orbitales de los primeros 20 elementos, al lado de las configuraciones electrónicas correspondientes.

En la tabla se emplean círculo para representar los orbitales: un orbital s se representa mediante un solo círculo, y los tres orbitas p están representados por tres círculos. Una flecha única dentro del círculo representa un solo electrón; dos flechas que apuntan en direcciones opuestas representan un par de electrones con espines opuestos. Los electrones en un orbital no tienen espines iguales. Esto se conoce como regla de Hund.

Los electrones no apareados tienen espines iguales (paralelos); por ejemplo, un átomo de nitrógeno en estado basal tiene tres electrones en el subnivel 2p que permanecen sin aparearse, como los predice la regla de Hund.

2p 2p

Configuración Electrónica y Diagrama de Orbitales de Elementos Escogidos

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La figura muestra diagramas de niveles de energía, para el orden de incorporación de los electrones en los orbítales atómicos. Como podrás ver, los orbítales que aparecen en la base de los diagramas tienen la energía más baja y se llenan antes que los orbitales de mayor energía. La diferencia de energía entre los subniveles disminuye progresivamente conforme los electrones ocupan orbitales de más alta energía. El orden de ocupación predicho obedece la regla de Hund.

El orden de ocupación predicho obedece la regla de Hund

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Elabora los siguientes diagramas orbitales de los elementos que se presentan a continuación.

S P

0. H 1s1 î 1. Na2. Cl3. He4. Au5. Hg

Indicador 2.1.2Definirás y aplicarás a los enlaces, la estructura de Lewis y la

regla del octeto para resolver enlaces.

2.1.2 Enlaces

En este capítulo se compararán las características de los enlaces químicos, que son las fuerzas de atracción que mantienen

unidos entre sí a los átomos o iones, para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de las propiedades físicas y químicas de la misma. Los enlaces son también responsables de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra. Por ejemplo, la sal se disuelve en agua mucho mejor que en aceite, debido a la diferencias en los enlaces. Ciertas sustancias que se disuelven en agua pueden conducir la electricidad, pero otras no. El alcohol etílico se evapora con más rapidez que el agua. La cera se funde a baja temperatura, pero la sal tiene un punto de fusión elevado. Estas propiedades de las sustancias, y muchas más, están relacionadas estrechamente con sus enlaces químicos.

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Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos.

Símbolos de Puntos de Lewis para los elementos representativos y los gases nobles. El número de puntos desapareados corresponde al número de enlaces que un átomo puede formar en un compuesto


2.1.2.1 Símbolos de punto de LewisCuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto las regiones más externas. Por esta razón cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los electrones más externos llamados electrones de valencia. Para distinguir a los electrones de valencia y asegurarse que el número total de electrones no cambia en una reacción química los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewís está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia en un átomo del elemento. La siguiente figura muestra los símbolos de puntos de Lewis para los elementos representativos y los gases nobles.

Existen varias formas de intercambiar electrones en las moléculas, y cada una de ellas da lugar a la formación de un tipo diferente de enlace: iónico, covalente o metálico. Estos son los tipos de enlace límite, pero la mayoría de las sustancias tienen enlaces intermedios: no son totalmente iónicos, ni covalentes, ni metálicos.

Los metales de transición, los lantánidos y los actínidos tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de puntos de Lewis para ellos.

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Tipos de enlace

Iónico Covalente Metálico

El enlace iónico es una unión que resulta de la presencia de fuerza de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso

Sodio Cloro Cloruro de Sodio


2.1.2.2 Enlaces Iónicos

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este enlace se da entre átomos de electronegatividades muy diferentes (entre metal y no metal). Se basa en la formación de iones positivos y negativos por pérdidas o ganancias de electrones a causa de la tendencia de los átomos a adquirir la estabilidad con 8 electrones en su último nivel. Los iones así formados se atraen electrostáticamente dando lugar al compuesto. Al número de electrones que el átomo cede o capta para convertirse en ión se le denomina valencia iónica o electrovalencia del elemento.

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que los dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad.

La reacción entre el sodio y el cloro: teoría

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http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm


Es preciso examinar la teoría de las reacciones para comprender lo que ocurrió durante la reacción. Al perder un electrón, un átomo de sodio reactivo forma un ion sodio, Na+.

La pérdida de electrón de valencia pone de manifiesto un octeto completo de electrones, con lo que la configuración electrónica del ión se parece la del gas noble neón. Durante la ionización, se dice que un átomo metálico se oxida cuando pierde electrones. La oxidación se puede presentar mediante símbolos de electrón-punto de Lewis.

Los átomos de cloro, por otra parte, tienden a ganar un electrón para formar iones cloruro, CI, con un

octeto de electrones similar al del gas noble no reactivo argón. Durante la ionización, se dice que el no

metal se reduce cuando gana un electrón. Se puede representar esta reducción mediante símbolos de

Lewis como sigue.

Cl + e- è Cl- + Energía Átomo un Ion de cloro electrón cloruro

Observa que los átomos metálicos pierden electrones para formar iones cuyos niveles externos de energía están vacíos por completo, mientras que los átomos no metálicos ganan electrones para formar iones con niveles externos de energía totalmente ocupados. Sólo los electrones de valencia de un átomo participan en la transferencia de electrones; el núcleo interno de electrones no cambia. A la tendencia de los átomos no metálicos de ganar electrones hasta tener ocho electrones de valencia se llama la regla del octeto. (Como los átomos de hidrógeno sólo pueden alojar dos electrones, obedecen la regla del dueto en vez de la regla del octeto, en el enlace covalente.) Se puede representar con símbolos de electrón-punto de Lewis la reacción iónica del sodio con el cloro, en términos de transferencia de electrones entre átomos, como sigue.

Na + CI è Na+ + CI-

Átomo Átomo Ion IonDe sodio de cloro sodio cloruro

El electrón que pierde el átomo de sodio lo gana un átomo de cloro, y se produce un ión sodio, Na +, y un ión cloruro, CI-. Mientras que los átomos de sodio se oxidan, los átomos de cloro se reducen. La oxidación y la reducción van siempre juntas.

Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para formar iones positivos (cationes)

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Los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos (aniones). Cuando se transfieren electrones, se forma iones estables con un octeto de electrones.

La fuerza de atracción entre iones con carga opuesta se conoce como un enlace iónico. Los enlaces iónicos se forman por una transferencia completa de electrones.

Propiedades generales de los compuestos iónicos:

En términos generales, los metales del lado izquierdo de la tabla periódica reaccionan con los no metales del lado derecho de la misma (con excepción de los gases noble), para formar sólidos cristalinos estables, que se mantienen estrechamente unidos gracias a los iones con cargas opuestas; esto es el enlace iónico. La fuerte atracción que existe dentro de los sólidos iónicos es responsable de sus elevados puntos de fusión (entre 300 y 1000º C) Todos los compuestos iónicos puros son sólidos a temperatura ambiente; ninguno es un líquido o un gas. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua. Cuando se disuelven en ella, se disocian; es decir, se descomponen en iones individuales que se mueven con libertad. Los iones se mantienen en solución gracias a su atracción por el agua. La presencia de iones disociados permite que una sustancia conduzca la electricidad. A una sustancia que se disuelve en agua y produce una solución que conduce la electricidad, se le llama electrolito.

Resolver los siguientes ejercicios sobre los temas anteriores.

1. Escribe una ecuación química que represente la ionización del átomo de potasio, empleando símbolos de electrón-punto (puntos de lewis).

2. Dibuja estructuras de puntos de lewis para los siguientes átomos, moléculas e iones.a. Un átomo de cloro b. Una molécula de cloroc. Un Ion de cloruro

3. Dibuja la estructura de lewis del agua, describe la forma de una molécula de agua.

4. Dibuja le estructura de lewis del amoniaco; describe la forma de dicha molécula.

5. Dibuja estructuras de lewis y describe la forma de cada una de las siguientes moléculas. a. PCl2 b. BCl2 c. H2S d. BeF2

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2.1.2.3 Enlaces covalentesSe produce este enlace entre átomos de electronegatividades parecidas y por tanto no se produce cesión de electrones de un átomo a otro ya que ambos átomos necesitan ganar electrones para adquirir la configuración de gas noble. Este enlace se da fundamentalmente entre no metales y consiste en que se comparten electrones.

Recuerda que el enlace covalente aparece siempre que los átomos que se unen son dos NO METALES y puede ser de dos tipos según que los átomos que se unen sean iguales o diferentes.

Lewis establece que este enlace se forma por compartición de uno o varios pares de electrones de forma que la configuración electrónica de los elementos que se enlazan sea similar a la de los gases nobles. Esto se presenta fácilmente mediante las estructuras o diagramas de Lewis.

Lewis describió la formación de un enlace químico en el hidrógeno como

Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente, un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Para simplificar, el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. Así, el enlace covalente de la molécula de hidrógeno se puede escribir como H–H. En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de

ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en el H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.

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Enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos

H+H⇒H ¿¿H




En los enlaces covalentes entre átomos polielectrónicos solo participan los electrones de valencia. Considérese la molécula de Flúor, F2, en la que cada átomo de F tiene siete electrones de valencia. De acuerdo con sus símbolos de puntos sólo hay un electrón desapareado en el F, de molo que la formación de la molécula de F2 se puede representar como:

Observe que en la formación de F2 solo participan dos electrones de valencia. Los demás electrones no enlazantes se denominan pares libres, es decir, pares de electrones de valencia que no participan en la formación del enlace covalente. Así, cada F en F2 tiene tres pares de electrones libres.

Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes, como H 2 y F2, se denominan estructuras de Lewis. Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica como líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia. Considérese la estructura de Lewis para la molécula de agua:

En la figura anterior se muestra el símbolo de puntos de Lewis para el oxígeno, con dos electrones desapareados, de modo que se espera que el oxígeno pueda formar dos enlaces covalentes. Como el hidrógeno tiene un solo electrón, solo puede formar un enlace covalente. En el caso de esta estructura el átomo de O tiene dos pares libres, mientras que el átomo de Hidrógeno no tiene pares libres porque usó el único electrón para formar un enlace covalente.

La formación de estas moléculas ilustra la regla del octeto, formulada por Lewis: un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se forma cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto completo. Posteriormente se analizarán algunas excepciones importantes a la regla del octeto que darán más información acerca de la naturaleza del enlace químico. Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes. En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Estos enlaces se encuentran en moléculas como el dióxido de carbono (CO2) y el etileno (C2H4):

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En la grafica anterior encontramos el ejemplo de la formación de regla del octeto

Enlaces Polares y No-Polares: En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar.

Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

A continuación se presenta una serie de ejercicios que debes resolver

A continuación debes de aplicar la regla del octeto:

F-F

Cl=Cl

NΞN

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Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente


Indique si las siguientes moléculas son polares

a) CH4

b) BF3

c) H2O

Alguna o algunas de las siguientes moléculas: NH3, NO, CH4, BF3, no cumplen la regla de octeto, pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla.

a) dibuja las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas.

b) Señala qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuáles no lo hacen.

2.1.2.3 Electronegatividad

Antes de estudiar los enlaces de más compuestos, es preciso recordar la importancia de la electronegatividad, que es una medida de la tendencia que muestra en átomo en un enlace covalente, a traer hacia sí los electrones compartidos. Los átomos de los elementos más electronegativos presentan la mayor atracción por los electrones los mismos elementos (agrupados en la esquina superior derecha de la tabla periódica) que muestran la máxima tendencia a ganar electrones para formar iones negativos.

Linus Pauling fue el primer químico que desarrollo una escala numerosa de electronegatividad. En su escala se asigna al flúor, el elemento más electronegativo en un valor de 4.0 . El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo, seguido del cloro y el nitrógeno.

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La electronegatividad, denotada por el símbolo χ (letra griega chi) es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.


La electronegatividad disminuye conforme aumenta el carácter metálico. Los metales más reactivos (los que ocupan la esquina inferior izquierda de la tabla periódica) muestran los valores más bajos de electronegatividad.

La electronegatividad aumenta en un mismo periodo de elementos conforme aumenta el número atómico, pero disminuye dentro de un mismo grupo al aumentar el número atómico.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

Iónico (diferencia superior o igual a 1.7) Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4) Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4) Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la

electronegatividad y viceversa.

En realidad lo que es importante es la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos por un enlace químico. Cuando se unen dos átomos de un mismo elemento mediante un enlace covalente para formar una molécula diatómica, ambos átomos tienen los mismos valores de electronegatividad; en consecuencia, la diferencia de electronegatividad es cero y el enlace es no polar. Los átomos unidos por enlaces iónicos presentan diferencias grandes de electronegatividad. Cuando esta diferencia es mayor de aproximadamente 1.7, se considera que el enlace es primordialmente iónico. Los enlaces covalentes polares presentan diferencias más pequeñas de electronegatividad. Así pues, conforme disminuye la diferencia entre los valores de electronegatividad, aumenta el carácter covalente del enlace.

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Para el cloruro de hidrógeno gaseoso, la diferencia de los valores de electronegatividad (3.0 - 2.1) es de 0.9. Esta diferencia es inferior a 1.7 por lo que cabe esperar que el carácter del enlace sea más covalente que el HCl gaseoso es una molécula covalente polar.

La electronegatividad del hidrógeno, que es 2.1, indica una vez más que este elemento no es en efecto, como los elementos metálicos representativos del grupo IA, que forman un solo electrón de valencia, ni se parece a los elementos representativos del Grupo VIIA, a los que le falta un electrón de valencia para tener un nivel energético externo ocupado por completo. En vez de ello, el valor de la electronegatividad del hidrógeno es mucho más próximo al valor correspondiente al carbono, que es de 2.5. Tanto el hidrógeno como el carbono tienen un nivel energético externo que está ocupado a la mitad: el hidrógeno tiene un electrón de valencia, de dos que podría tener, y el carbono tiene cuatro electrones de valencia, de los ocho que puede tener. Ambos, el hidrógeno y el carbono, tienden a formar enlaces covalentes. De hecho, los enlaces covalentes entre hidrógeno y carbono están presentes en casi todos los compuestos orgánicos, ejemplos de los cuales son los compuestos etano, eteno y etino.

Ejemplo: De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los siguientes enlaces como polar, no polar o iónico:

Enlace ElectronegatividadesDiferencia de electronegatividad

Tipo de enlace

N -O 3.0 3.5 3.5 - 3.0 = 0.5 Polar

Na -Cl 0.9 3.0 3.0 - 0.9 = 2.1 Iónico

H - P 2.1 2.1 2.1 - 2.1 = 0 No polar

As -O 2.0 3.5 3.5 - 2.0 = 1.5 Polar

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Observe que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa.

2.1.2.5 Enlaces metálicos

El enlace de los átomos de los cristales metálicos sólidos se llama simplemente enlace metálico. Este tipo de enlace es claramente distinto a los enlaces iónicos y covalentes descritos. Se puede visualizar el modelo de un sólido metálico como una formación tridimensional de iones positivos que permanecen fijos en la red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal.

El movimiento de estos electrones de valencia similar a un fluido, oír toda la red cristalina, hace que los metales sean buenos conductores del calor y de electricidad. Una importante característica que distingue a los metales es que éstos, en estado sólido, conducen la electricidad; no así los sólidos iónicos y los que tienen enlaces covalentes.

Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:

Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.

Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia menor).

Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos.

Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura).

Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

En la tabla periodicaca aparecen como metales.

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Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre nucleos atomicos y los electrones de valencia que se agrupan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí.


A continuación realiza una invetigacion y en tu cuaderno escribe ejemplos de enlaces metalicos y del

uso en los que haceres diarios (diez como minimo). Toma por ejemplo el ejercicio cero.

0. Mercurio: es un metal pesado plateado que a temperatura ambiente es un líquido inodoro. No

es buen conductor del calor comparado con otros metales, aunque es buen conductor de la

electricidad. Se alea fácilmente con muchos otros metales como el oro o la plata produciendo

amalgamas, respecto con el hierro. Es insoluble en agua y soluble en ácido nítrico. Lo utilizamos

en la confección de espejos. Se utiliza también en instrumentos de medición principalmente

termómetros (aunque cada vez es más frecuente el uso del galinstano) y tensiómetros, enchufes,

rectificadores eléctricos, interruptores, lámparas fluorescentes y como catalizador.

Unidad 3

Indicador 3.1.1Identificas y utilizaras los diferentes sistemas clásico, stock y estequiometrico para poder nombrar los

compuestos

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Al final de esta unidad resolverás y comprenderás los diferentes métodos para nombrar los compuestos y mezclas como sus soluciones.


3.1.1 Nomenclatura

A manera de resumen, como consecuencia del tipo de enlace que se establezca entre dos o más átomos se forman especies químicas particulares, éstas son: Iones y moléculas.

Iones: Estos pueden ser monoatómicas y poliatómicos.

Iones Monoatómicos:

Son átomos cargados; si el átomo pierde electrones se transforman en ión positivo o catión. Ejemplo: Na+; Ca2+; Al3. Si gana electrones se transforma en ión negativo o anión. Ejemplo: CI; O2; N3-.

Iones Poliatómicos:

Son dos átomos unidos mediante enlaces o covalentes y la carga afecta al grupo completo de átomos. Ejemplo: NO3: SO4

2; NH4+. Suele ir entre paréntesis cuando se

repiten más de una vez. Ejemplo: (NO3)2

Moléculas:

Son partículas neutras formadas por dos o más átomos unidos por enlaces covalentes. Del estudio de estas especies químicas se ha observado que los elementos tienden a formar iones de cargas específicas y a formar un número específico de enlaces covalentes. Es decir, se han observado ciertos patrones relacionados con la habilidad de los elementos para

formar compuestos.

Estados de Oxidación:

Son números arbitrarios que se asignan a los elementos para indicar el estado (o estados) de combinación que pueden asumir, es decir indican la habilidad de un elemento para formar compuestos. El número de oxidación de un elemento es un número positivo o negativo que se asigna de acuerdo con las siguientes reglas:

SUSTANCIA NÚMERO DE OXIDACIÓN EJEMPLOElemento en estado natural.

Cero Na, O2, N2, Fe

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La nomenclatura química (del latín nomenclatūra.) es un conjunto de reglas o formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos químicos.


Hidrogeno

+1+1

HC1

Excepto en los hidruros en que actúa con –1 -1NaH

Oxígeno-2 -2

H2O

Excepto en los peróxidos en que actúa con -1 -1H2O2

Ión MonatómicoCarga del ión Na+, C1-, Fe2+

(+1) (-1) (+2)

Dos elementos combinados

El menos electronegativo con número de oxidación positivo y el más electronegativo con número de oxidación negativo.

+3 -1PCI3

Ión Poliatómico

La suma algebraica de los números de oxidación es igual a la carga del ión.

(NO3)-1

+5 -6 = -1 +5 –2 N O3

Compuesto

La suma algebraica de los números de oxidación debe ser cero.

+2 +6 -8+1 ¿ –2H2SO4

+2 +6 –8 = 0+2 - 2+1 –2Na2O+2 –2 = 0

Cuando en un compuesto hay varios elementos, se determinan los números de oxidación ya conocidos y el restante se obtiene por compensación.

+2 -8

+1 +6 -2 = 0H2SO4: H2 S O4

Relación de la Tabla Periódica y los Números de Oxidación:

Existe una gran relación ente los números de oxidación y la configuración de los elementos.

Todos los elementos del grupo IA tiene número de oxidación +1, los elementos del grupo IIA tienen número de oxidación +2 y así sucesivamente. En general el número de oxidación positiva máxima para cualquier representativo es igual al número de su columna y corresponde al número de electrones “s” y “p” que el elemento tiene en su último nivel. El principal o el más frecuente es el que corresponde al número de la columna, algunos elementos presentan dos o más números de oxidación positivos, por lo general si la columna es par, serán números pares, si es impar serán números impares. Sin embargo, hay

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excepciones, por ejemplo el nitrógeno que se encuesta en una columna impar tiene números de oxidación +4 y +2

El número de oxidación negativo puede decirse que es la cantidad de electrones que el elemento necesita para completar el octeto, es un solo número y lo presentan principalmente los no metales a excepción del boro y el silicio, que no presentan estados de oxidación negativos.

I A II A III A IV A VA VI A VII A +1 +2 +3 +4 +5

-3 +6 -2

+7 -1

A continuación se presenta un cuadro en el aparecen diferentes símbolos de elementos, coloca en el cuadro de a la par su número de oxidación.

Elemento

No. De Oxidación(según tabla periódica de

elementos)

He

Na

Ar

Cl

Au

Hg

Mg

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3.1.1.1 Números de oxidación y predicciones de fórmula

El conocimiento de los números de oxidación ayuda a predecir las fórmulas de muchos compuestos químicos.

La predicción de una fórmula química consiste en la unión de elementos con números de oxidación positivos a elementos con números de oxidación negativos, teniendo presente que la suma de todos los números de la fórmula final debe ser cero.El método consiste en decidir qué números de oxidación se esperan y asegurarse que la fórmula contenga el número de átomos necesarios para que la suma algebraica de los números de oxidación sea cero. Ejemplos:

1. ¿Cuál es la fórmula para el compuesto que contiene magnesio (Mg) y nitrógeno (N)?

+2 -3 Mg N

Mg3 N2

2. ¿Cuáles son las fórmulas para los compuestos que contengan azufre (S) con estados de oxidación +4 +6 y oxígeno (O)?

a) +4 -2

S2O4 S O

Simplificando: SO2

b) +6 -2

S2O6

S O

Simplificando: SO3

3.1.1.2 Compuestos Binarios

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Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Las reglas son: Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.

Los electrones compartidos por átomos de diferente


Entre los compuestos binarios más importantes figuran:

Óxidos Peróxidos Hidruros

Sales binarias

Ejemplos:- NaH (formula empirica del hidroxidode sodio) está formado por dos elementos el Na y el H- Cl2O (Anhídrido hipocloroso o monóxido de dicloro o oxido hipocloroso) está formado por dos elementos diferentes el Cl y el O.- B2S3 está formado por dos elementos diferentes el B y el S.

En las fórmula de los compuestos binarios se debe escribir delante el elemento más electropositivo o el menos electronegativo.

El nombre de una sustancia compuesta se forma de dos partes: Nombre genérico y nombre específico.

El nombre genérico (N.G.) es la primera palabra y señala una característica general de un grupo relativamente grande de sustancias por ejemplo: ácido, hidróxido.

El nombre específico (N.E.) es la segunda palabra y como su nombre lo indica señala una característica que permite diferenciar a una sustancia de las demás del grupo a que pertenece. Por ejemplo:

Ácido sulfúrico

N.G. N.E.

FORMULACIÓN (nomenclatura):

En química existen 3 tipos de formulaciones, que son:

1-. Formulación Clásica ó Tradicional.

2-. Formulación sistemática ó IUPAC (Estequiométrico)

3-. Formulación de Stock.

Reglas generales de la formulación Tradicional: El nombre del compuesto constará de dos partes: nombre genérico y nombre especifico (el del

metal o no metal) modificado por su prefijo o sufijo, según sea el caso necesario. Ejemplo:

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Compuestos binarios son aquellos que están formados por dos elementos diferentes.


Si un elemento tiene 2 valencias:- Se utilizará la valencia menor el nombre específico tendrá la terminación: oso- Se utilizará la valencia mayor el nombre específico tendrá la terminación: ico

Considerando que se combine un metal con un no metal Si fuere no metal con no metal se respeta la siguiente tabla

prefijo valencia sufijo

hipo 1 ó 2 oso

3 ó 4 oso

5 ó 6 ico

per 7 ico

Respetando lo siguiente para los no metales:

Caso No.1:

Si estuviere en una columna par usara una valencia par

Caso No.2:

Si estuviere en una columna impar usará valencia impar

Caso No. 3:

A excepción de algunos elementos que si pueden utilizar valencia para estando en columna impar o viceversa.

Reglas generales de la formulación Sistemática o Estequiométrica:

Nomenclatura sistemática: para nombrar de este modo se usan prefijos numéricos excepto para indicar que el primer elemento de la fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber confusión posible debido a que tenga una única valencia.

Prefijos griegos Número

mono- 1

di- 2

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tri- 3

tetra- 4

penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

octa- 8

nona- (o eneá) 9

deca- 10

La nomenclatura de los compuestos nombrados en este sistema, deberá formar una estructura como se presenta a continuación:

Ejemplos: Aplicaciones en la vida cotidiana

NaCl......... Cloruro de sodio La sal de mesa

CCl 4......... Tetracloruro de carbono Disolvente de extracción de grasas y aceites

Fe2S 3...... Trisulfuro de dihierro Sal binaria

Cl 2O7......... Heptaóxido de dicloro Sal binaria

CaCl 2........ Dicloruro de calcio Actua como fertilizante y en el proceso del cemento

Al2O 3........ Trióxido de dialuminio Aislante térmico para las cubas electrolíticas.

CSi............ Carburo de silicio Cojinetes y radios de transmision

BaF2........... Difluoruro de bario Material de relleno de caucho

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Reglas generales de la formulación de Stock:

Nomenclatura stock: en este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia atómica, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (compuestos binarios).

Se escribe el nombre del elemento que tenga número de oxidación negativo añadiéndole la terminación " URO" (o "-IDO" si se trata del oxígeno o uno de sus derivados) seguida del nombre del elemento que tenga el número de oxidación positivo seguido de su número de oxidación, entre paréntesis y en números romanos (*). Cuando el elemento con número de oxidación positivo solamente puede presentar uno, puede omitirse.

La nomenclatura de los compuestos nombrados en este sistema, deberá formar una estructura como se presenta a continuación:

Ejemplos:

NaCl.......... Cloruro de sodio (I)

CCl 4......... Cloruro de carbono (IV) (se encuentra en el cuerpo en forma edogena y exogena

Fe2 S3...... Sulfuro de hierro (III) (De uso en la agricultura)

Cl2O7........ Oxido de cloro (VII) (Uso en la metalurgia en contra la corrosión)

CaCl2........Cloruro de calcio (II) (Caracteristicas de absorción de agua, se utiliza como desecante en industria alimenticia)

Al2O3........ Óxido de aluminio (III) (Aplicaciones en tratamientos de agua y otros)

Anhídridos (Óxidos no metálicos u óxidos ácidos):

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Los óxidos no metálicos u óxidos ácidos son compuestos binarios formados por un no metal y el oxígeno. La fórmula general de los óxidos no metálicos es NaOb, dónde N representa a un no metal, O es el oxígeno y los subíndices (a y b) son números naturales. El oxígeno actúa con valencia –2 y el no metal con una de sus valencias positivas. Los valores de los subíndices son aquellos que hacen que el compuesto sea neutro, es decir, deben hacer que la carga negativa del oxígeno se compense con la carga positiva del no metal. Además, si los subíndices son divisibles por un mismo número (en este caso 2), se simplifican.

* Excepciones:

Algunos metales de transición forman compuestos oxigenados del tipo anhídrido (óxido ácido) cuando trabajan con número de oxidación mayor que 4. Si lo hacen con número de oxidación igual o menor que cuatro, forman óxidos básicos. Ejemplo:

+3

Cr2O3 Óxido crómico

+6

CrO3 Anhídrido crómico

Esta situación se simplifica aplicando los sistemas estequiométrico y stock en lugar del clásico.

Sistema Estequiométrico Sistema Stock

Cr2O3 trióxido de dicromo óxido de cromo (III)

CrO3 trióxido de cromo óxido de cromo (VI)

Dado el nombre de un anhídrido escribir su fórmula:

Ejemplo: Escribir la fórmula del anhídrido clórico:

1. Como la terminación es Ico, al no metal corresponde número de oxidación +5 ó +6.

2. El elemento no metálico es cloro y pertenece a la columna VII A, por lo tanto tiene que funcionar con el número de oxidación impar o sea +5. La fórmula será.

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+5 -2

CI

O


CI2O5

Ejemplo: Escribir la fórmula del anhídrido brómico:

Br2 O5

Peróxidos:

Se forman de la combinación del oxígeno con los metales alcalinos y alcalinotérreos más activos y con el hidrógeno.Características: en estos compuestos el oxígeno actúa con número de oxidación –1, además no se simplifican.

Nomenclatura:Nombre genérico: PeróxidoNombre específico: El nombre del metal precedido de la palabra “de”

Ejemplos:

H2O2 Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada)

Na2O2 Peróxido de sodio (se utiliza para blanquear la pasta de la madera para producir papel)

BaO2 Peroxido de bario (blanqueador de fibras vegetales, soldadura y teñidos de textiles)

Los peróxidos de los elementos de la columna IA no se simplifican, porque tiene diferentes fórmulas molecular y empírica. Se escribe H2O2 y no HO; Na2O2 y no NaO; K2O2 y no KO.

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+5 -2

Br

O


Compuestos Binarios Hidrogenados:

Hidruros: Nomenclatura.

1. La nomenclatura tradicional consiste en escribir la palabra hidruro seguida del nombre del metal, con sufijos o la palabra de.

Para 1 valencia hidruro de metal ú hidruro metálicoPara 2 valencias: hidruro metaloso para la valencia menorHidruro metálico para la valencia mayor.

2. En la nomenclatura Stock se anteponen las palabras hidruro de al nombre del metal con la valencia.

Hidruro de metal (valencia)

3. La nomenclatura sistemática consiste en escribir las palabras hidruro de, con prefijo numeral, a continuación el nombre del metal. La palabra hidruro representa al hidrógeno.

[Prefijo] hidruro de metal

Cuando el hidrógeno forma compuestos con los metales de transición, estos son del tipo de los hidruros. En muchos casos, el hidrógeno más que combinarse se disuelve en el metal formando enlaces que no siguen la clasificación tradicional de iónico, covalente, etc.

Con el boro, primer elemento del grupo III A, el hidrógeno forma compuestos llamados BORANOS. El más simple que se conoce es el B2H6 y se le llama DIBORANO; y así sucesivamente, según sea la cantidad de boro, es usará el prefijo adecuado. El más complejo que se conoce es el DECABORANO: B10H14.

Combinación del hidrógeno con los elementos del grupo IV A:

Estos elementos forman con el hidrógeno, compuestos que tiene la propiedad de formar cadenas por uniones entre átomos de la misma naturaleza. Esta propiedad es mayor en el carbono y disminuye a medida que aumenta el peso atómico del elemento. Los compuestos formados por el carbono y el hidrógeno se llaman HIDROCARBUROS, el más simple es el METANO; CH 4. El silicio forma cadenas hasta de 8 a 10 átomos. Estos compuestos se llaman SILANOS

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Combinación del hidrógeno con los elementos del grupo V A:

La facilidad de combinación de estos elementos con el hidrógeno disminuye al aumentar el peso atómico. Reciben nombres especiales, los cuales son aceptados por la nomenclatura actual.

NH3 amoníaco

PH3 fosfina

AsH3 arsina

SbH3 estibina

En la tabla del lado derecho, se muestran algunos elementos comunes de los grupos IVA y VA combinados con el hidrógeno.

Combinación del Hidrógeno con los elementos del grupos VI A y VII A:

Los compuestos binarios del hidrógeno y los no metales de las familias VI A y VII A se nombran de la siguiente manera:

Nombre genérico: Raíz del nombre del no metal con la terminación URO. Nombre específico: “de hidrógeno” Ejemplos: HCl cloruro de hidrógeno H2S sulfuro de hidrógeno

Cuando estos compuestos se disuelven en agua, cambian sus propiedades. Las soluciones resultantes tienen propiedades ácidas y reciben el nombre de HIDRACIDOS.

HCl gaseoso+H 2O→HCl acuoso

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Nomenclatura:

Nombre genérico: ÁcidoNombre específico: Raíz del nombre del no metal con la terminación “hídrico”Ejemplos: HBr (g) bromuro de hidrógeno HBr(ac) ácido bromhídrico H2S(g) sulfuro de hidrógeno H2S(ac) ácido sulfhídrico

En este grupo se estudia el ácido cianhídrico: HCN; que a pesar de ser un compuesto temario se considera un hidrácido.

Ejemplo: HCN (g) cianuro de Hidrógeno HCN (ac) ácido cianhídrico

Compuestos binarios sin oxígeno y sin hidrógeno (Sales binarias):

La combinación de:

Elementos Función

a) METAL con NO METAL Sales haloideas

b) METAL con MERCURIO Amalgamas

c) METAL con METAL Aleaciones

Sales haloideas (Compuestos formados por un metal y un no metal): Estos compuestos resultan de la sustitución total de los hidrógenos en los hidrácidos por metales.

Nombre genérico: El no metal terminado en “URO”Nombre específico: El del metal

Pueden usarse los tres sistemas.

Ejemplos:

CuCl Cloruro cuprosoCloruro de cobre Cloruro de cobre (I)

CuCl2 Cloruro cúprico Dicloruro de cobre Cloruro de cobre (II)

FeS Sulfuro ferroso Sulfuro de hierro Sulfuro de hierro (II)

Fe2S3 Sulfuro férrico Trisulfuro de dihierro Sulfuro de hierro (III)

- 126 -


Compuestos formados por dos no metales : Nombre genérico: El nombre del elemento más electronegativo terminado en URO Nombre específico: El del otro elemento Ejemplos: ICl Cloruro de yodo BF3 Fluoruro de boro o Trifluoruro de boro PCl3 Cloruro fosforoso o Tricloruro de fósforo PCl5 Cloruro fosfórico o Pentacloruro de fósforo

Amalgamas (Compuestos formados por metal-mercurio):

Nombre genérico: Amalgama

Nombre específico: El del otro metal

Ejemplo: Ag Hg: amalgama de plata

Técnicamente estos compuestos no se consideran producto de reacción química, en muchos casos la composición varía entre amplios límites, se acepta que son soluciones de un metal en otro.

Aleaciones (Compuestos formados por metal-metal):

Nombre genérico: Aleación

Nombre específico: El nombre de los metales

Las aleaciones no tienen una fórmula verdadera porque los porcentajes de los elementos constituyentes varían.

Ejemplo: Cr, Fe: aleación de cromo y hierro

Algunas aleaciones tienen nombres especiales.

Ejemplos:

- 127 -

Latón: Cu, Zn Bronce: Cu, Zn, Sn

Peltre: Sn, Sb, Pb Acero: Fe, C

Acero inoxidable Fe, Cr. Ni


3.1.1.3 Compuestos Ternarios

Hidróxidos o bases

Un hidróxido es el producto de la reacción de un óxido básico con el agua.

CaO + H2O Ca(OH)2

Na2O + H2O 2NaOH

Un hidróxido puede definirse como una sustancia que en solución acuosa produce iones hidroxilo, “OH” o sustancias de protones.

Los hidróxidos o bases son compuestos ternarios formados por un metal y el ion hidróxido (, –O–H).

La fórmula general de los hidróxidos es M (OH)a dónde M representa a un metal, O es el oxígeno, H es el hidrógeno y el subíndice (a) es un número natural.

El ión hidróxido actúa con valencia –1 y el metal con una de sus valencias, que son positivas. El valor del subíndice es aquel que hace que el compuesto sea neutro, es decir, debe hacer que la carga negativa del ión hidróxido se compense con la carga positiva del metal,

a = valencia del metal.

Nomenclatura:

1. La nomenclatura tradicional consiste en escribir la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con sufijos o la palabra de.

Para 1 valencia hidróxido de metal ú hidróxido metálico

Para 2 valencias: hidróxido metaloso para la valencia menor

Hidróxido metálico para la valencia mayor

2. En la nomenclatura de Stock se anteponen las palabras hidróxido de al nombre del metal con la valencia.

Hidróxido de metal (valencia)

3. La nomenclatura sistemática consiste en escribir las palabras hidróxido de, con prefijo numeral, y a continuación el nombre del metal. La palabra hidróxido representa a los iones hidróxido.

[Prefijo] hidróxido de metal (valencia)

Ejemplos:

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Compuesto ternario es un compuesto que contiene tres diversos

elementos. Un ejemplo de esto es


Fórmula N. Tradicional N. de Stock N. sistemática

NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

CuOH Hidróxido cuproso Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de cobre

Cu (OH )2 Hidróxido cúprico Hidróxido de cobre (II) dihidróxido

Ni (OH )2 Hidróxido niquelico Hidróxido de cobre (III) trihidróxido

Hidróxidos dobles

Son óxidos en los que hay más de un tipo de cationes. Los cationes se ordenan alfabéticamente tanto en la fórmula como en el nombre Se nombran cómo:

[Prefijo] hidróxido [doble] de [prefijo] metal1(nº oxidación)- [prefijo] metal2(nº de oxidación)

Ácidos:

Se definen ácidos en relación a sus propiedades químicas como: un compuesto que en solución acuosa produce iones HIDRONIO (H3O+). Por didáctica puede utilizarse el signo H+ en lugar de H3O+.

Pueden definirse también como: sustancia donadora de protones. Los ácidos se dividen en dos grupos:

Binarios: (hidrácidos, ácidos sin oxígeno)

Ternarios: (oxácidos, ácidos con oxígeno)

Oxácidos.

Los ácidos oxácidos simples son compuestos ternarios formados por el hidrógeno, el oxígeno y un no metal. Se forman al añadir a los óxidos no metálicos una o más moléculas de agua (H2O).

La fórmula general de los ácidos oxácidos simples es HaNbOc dónde N representa a un no metal, H es el hidrógeno, O es el oxígeno y los subíndices (a, b y c) son números naturales. El hidrógeno actúa con valencia +1, el oxígeno con valencia –2 y el no-metal con una de sus valencias positivas.

Los valores de los subíndices son aquellos que hacen que el compuesto sea neutro, es decir, deben hacer que la carga negativa del oxígeno se compense con la carga positiva del hidrógeno y del no-metal,

a + (valencia del no metal) b = 2 c.

- 129 -


Para los óxidos de los siguientes no-metales se añade solo una molécula de agua:

óxidos de los halógenos: cloro, bromo y yodo con valencias +1, +3, +5 y +7

óxidos del nitrógeno (N), con valencias +1, +3 y +5

óxidos del azufre (S), selenio (Se) y telurio (Te), con valencias +2, +4 y +6, y óxidos del carbono (C), con valencia +4.

A los óxidos de los siguientes elementos no metálicos se les pueden añadir uno, dos o tres moléculas de agua:

Óxidos del fósforo (P), con valencias +1, +3 y +5 Óxidos del arsénico (As) y antimonio (Sb), con valencias +3 y +5

- 130 -


La nomenclatura tradicional consiste en escribir la palabra ácido, un prefijo que indica el número de moléculas de agua añadidas (meta-, 1; piro-, 2, u orto-, 3; sólo se pone si se pueden añadir varias moléculas; el prefijo orto- puede no ponerse) y el nombre del no-metal, con sufijos y/o prefijos.

La nomenclatura de Stock antepone la palabra ácido al nombre del no-metal con el prefijo oxo- (con prefijo numeral), el sufijo -ico y la valencia. El prefijo oxo- representa al oxígeno.

Ácido [prefijo] oxono-metal ico(valencia)

La nomenclatura sistemática escribe el nombre del no-metal con el prefijo oxo- (con prefijo numeral), el sufijo -ato y la valencia, y a continuación las palabras de hidrógeno. El prefijoxo- representa al oxígeno.

[Prefijo] oxono-metalato (valencia) de hidrógeno

Nota:

Un oxácido es el producto de la reacción de un anhídrido u óxido ácido con el agua.

Anhídrido + H2O oxácido

SO2 + H2O H2SO3

Dada la fórmula de un oxácido escribir su nombre:

Ejemplos:

1. H2SO4

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Se le quita una molécula de agua.

H2SO4 menos H2O SO3

SO3 es el anhídrido que le dio origen, como es el anhídrido sulfúrico, el nombre del ácido será ÁCIDO SULFURICO.

2. HNO3

En este caso y en otros similares los subíndices de la molécula deben multiplicarse por dos, antes de proceder a quitarle una molécula de agua.

HNO3 X 2 = H2N2O6 menos H2O5

N2O5 es el anhídrido que le dio origen; como este es el anhídrido nítrico, el nombre del ácido será ÁCIDO NÍTRICO.

Otro método consiste en calcular el número de oxidación del elemento central para determinar el sufijo adecuado.

+6

+1 +5 –2

H N O3 Como el número de oxidación es +5 el sufijo será ICO, ácido Nítrico. (Según cuadro de números de oxidación en la página No. 5)

Eejmplos:

Fórmula N. Tradicional N. de Stock N. sistemática

HNO Ácido hoponitroso Ácido oxonítrico (I) Oxonitrato (I) de ihrógeno

HNO2Ácido nitroso Ácido dioxonítrico (III) Dioxonitrato (III) de

hidrógeno

HNO3Ácido nítrico Ácido trioxonítrico (V) Trioxonitrato (V) de

hidrógeno

H 3PO4Ácido fosfórico Ácido tetraoxofosórico

(V)Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno

HPO3Ácido metafosfório Ácido ntrioxofosfórico

(V)Trioxofosfato (V) de hidrógeno

H 2Cr 2O7Ácido crómico Ácido heptaoxocromico

(VI)Heptaoxocromato (VI)

- 132 -


de hidrógeno

HMnO4Ácido permangánico Ácido

tetraoxomangánico (VII)Tetraoxomanganato (VII) de hidrógeno

H 3 As2O3Ácido arsenioso Ácido trioxoarsénico

(III)Trioxoarseniato (III) de hidrógeno

Se utiliza en general la nomenclatura sistemática pero se permite el uso de los nombres vulgares de la

Nomenclatura tradicional para los siguientes ácidos:

Peroxoácidos

Se pueden considerar como derivados del ácido oxoácido simple al cual se le han sustituido uno ó más átomos de oxígeno (O-2) por uno ó más grupos peroxo (O-2

2). Contienen en su molécula más átomos de oxígeno que los que corresponden al ácido oxoácido simple del que derivan.

La fórmula general es HaNbOc+d dónde N representa a un no metal, H es el hidrógeno, O es el oxígeno y los subíndices (a, b, c y d) son números naturales que no se simplifican. “c” es el número de oxígenos del ácido oxoácido simple de partida y d es el número de átomos de oxígeno sustituidos (la molécula tienen c-d átomos de oxígeno con valencia –2 y d grupos peroxo)

Nomenclatura

En la nomenclatura tradicional se nombran con la palabra ácido seguida del prefijo per ó peroxi seguido del nombre del ácido del que se considera derivado.

Ácido per-[ac.oxoácido simple]

- 133 -


En las nomenclaturas de Stock y sistemática es preciso especificar el número de oxígenos que quedan sin sustituir y el número de grupos peroxo que contiene la molécula:

1. nomenclatura de Stock:Ácido [prefijo]oxo [prefijo]peroxono-metalico(valencia)

2. nomenclatura sistemática:[Prefijo]oxo[prefijo]peroxono-metalato(valencia)de hidrógeno

Tioácidos

Se pueden considerar como derivados del ácido oxoácido simple al cual se le han sustituido uno ó más átomos de oxígeno (O2-) por uno ó más átomos de azufre (S-2).

La fórmula general es HaNbOc-d Sd dónde N representa a un no metal, H es el hidrógeno, O es el oxígeno, S el azufre y los subíndices (a, b, c y d) son números naturales que no se simplifican.

Nomenclatura

1. En la nomenclatura tradicional se nombran con la palabra ácido seguida de un prefijo numeral y la partícula tio seguida del nombre del ácido del que se considera derivado. El prefijo numerla mono suele omitirse. Si todos los átomos de oxígeno han sido sustituidos por átomos de azufre (HaNbSc ) se utiliza el prefijo sulfo.

Ácido [prefijo]tio-[ac.oxoácido simple]

2. En las nomenclaturas de Stock y sistemática es preciso especificar el número de oxígenos que quedan sin sustituir y el número de átomos de azufre que contiene la molécula:

Nomenclatura de Stock:

Ácido [prefijo]oxo [prefijo]tiono-metalico(valencia)

3. nomenclatura sistemática:[Prefijo]oxo[prefijo]tiono-metalato(valencia)de hidrógeno

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Halogenoácidos

Se pueden considerar como derivados del ácido oxoácido simple al cual se le han sustituido los átomos de oxígeno (O2-) por el doble de átomos del halogéno (X-).

La fórmula general es dónde N representa a un no metal, H es el hidrógeno, X el halógeno

y los subíndices (a, b y c) son números naturales que no se simplifican.

Nomenclatura

1. En la nomenclatura tradicional se nombran con la palabra ácido, el nombre del halógeno del nombre del ácido del que se considera derivado

2. En las nomenclaturas de stock y sistemática es preciso especificar el número de átomos del halógeno que contiene la molécula:

Nomenclatura de stock:

ácido|prefijo|halògeno−metalico (valencia )

3. nomenclatura sistemática: [ prefijo ] halògeno−metalato ( valencia )deHidrógeno

Sales oxisales neutras:

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Las sales oxisales neutras son compuestos ternarios formados por el oxígeno, un no metal y un metal. Se forman al substituir todos los hidrógenos de los ácidos oxoácidos simples por un metal. La fórmula general de las sales oxisales neutras es:

Dónde M representa a un metal, N representa a un no-metal, O es el oxígeno y los subíndices (a, b, c y d) son números naturales.

El oxígeno actúa con valencia –2, el no-metal con una de sus valencias positivas y el metal con una de sus valencias, que son positivas. Los valores de los subíndices b y c son los de la fórmula, ya simplificada, del ácido oxoácido simple de procedencia. Los valores de los subíndices a y d son aquellos que hacen que el compuesto sea neutro, es decir, deben hacer que la carga negativa del anión se compense con la carga positiva del metal;

(Valencia del metal) a = – (valencia del anión) d,

Si a y d son divisibles por un mismo número, se simplifican.

Nomenclatura:

1. La nomenclatura tradicional consiste en escribir un prefijo que indica el número de moléculas de agua añadidas (meta-, 1; piro-, 2, u orto-, 3; sólo se pone si se pueden añadir varias moléculas; el prefijo orto- puede no ponerse), el nombre del no_metal, con sufijos y/o prefijos, y luego indicar el metal, con sufijos o la palabra de. Los sufijos del no metal cambian de -oso a -ito y de -ico a -ato.

2. En la nomenclatura de Stock se escribe un prefijo que indica el número de moléculas de agua añadidas (meta-, 1; piro-, 2, u orto-, 3; sólo se pone si se pueden añadir varias moléculas; el prefijo orto- puede no ponerse), el nombre del no-metal, con sufijos y/o prefijos, y el nombre del metal, con la valencia. Los sufijos del no-metal cambian de -oso a -ito y de -ico a -at

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3. La nomenclatura sistemática escribe el nombre del no-metal con el prefijo oxo- (con prefijo) el sufijo -ato y la valencia, y a continuación el nombre del metal, con la valencia. El prefijo oxo- representa al oxígeno.

Otras veces se emplea un prefijo griego multiplicativo, bis. tris, tetrakis.. para indicar el subíndice de un grupo de átomos que lleva ya un prefijo numeral:

Ejemplo: Tetraoxoseleniato(VI) de cromo(III) ó Tris(tetraoxoseleniato) de dicromo. Para las sales derivadas de los ácidos oxoácidos cuya nomenclatura vulgar está permitida por la IUPAC se suele utilizar en general la nomenclatura de stock, y para el resto la sistemática.

Sales oxisales ácidas.

Las sales oxisales ácidas son compuestos cuaternarios formados por el hidrógeno, el oxígeno, un no metal y un metal. Se forman al substituir algunos hidrógenos (no todos) de los ácidos oxoácidos simples por un metal.

La fórmula general de las sales oxisales ácidas es ,

Dónde M representa a un metal, N representa a un no-metal, H es el hidrógeno, O es el oxígeno y los subíndices (a, b, c, d y e) son números naturales.

El hidrógeno actúa con valencia +1, el oxígeno con valencia –2, el no-metal con una de sus valencias positivas y el metal con una de sus valencias, que son positivas. Los valores de los subíndices c y d son los de la fórmula, ya simplificada, del ácido oxoácido simple de procedencia y b es el número de hidrógenos que se conservan.

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Los valores de los subíndices a y e son aquellos que hacen que el compuesto sea neutro, es decir, deben hacer que la carga negativa del anión se compense con la carga positiva del metal,

(Valencia del metal) a = – (valencia del anión) e,

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Si a y e son divisibles por un mismo número, se simplifican

Nomenclatura:

1. La nomenclatura tradicional consiste en escribir un prefijo que indica el número de moléculas de agua añadidas (meta-, 1; piro-, 2, u orto-, 3; sólo se pone si se pueden añadir varias moléculas; el prefijo orto- puede no ponerse), el nombre del no _ metal, con sufijos y/o prefijos, la palabra ácido (con prefijo) y luego indicar el metal, con sufijos o la palabra de. Los sufijos del no metal cambian de -oso a -ito y de -ico a -ato. La palabra ácido representa al hidrógeno.

Para el caso de que la sal oxisal ácida provenga de un ácido oxoácido simple con dos hidrógenos, de los cuales sólo se ha sustituido uno, puede nombrarse como el caso de la sal neutra pero anteponiendo al nombre del no-metal el prefijo bi-.

2. En la nomenclatura de Stock se escribe un prefijo que indica el número de moléculas de agua añadidas (meta-, 1; piro-, 2, u orto-, 3; sólo se pone si se pueden añadir varias moléculas; el prefijo orto- puede no ponerse), el nombre del no-metal, con sufijos y/o prefijos, la palabra ácido (con prefijo) y el nombre del metal, con la valencia. Los sufijos del no-metal cambian de -oso a -ito y de -ico a -ato. La palabra ácido representa al hidrógeno.

3. La nomenclatura sistemática escribe la palabra hidrógeno (con prefijo), el nombre del no metal con el prefijo oxo-

(con

prefijo) el sufijo -ato y la valencia, y a continuación el nombre del metal, con la valencia. El prefijo oxo- representa al oxígeno.

Ejemplos:

Formula N. Tradicional N. de Stock

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Fe(H2PO2)3 Hipofosfito diácido férrico Hipofosfito diácido de hierro (III)

Fe(H2PO2)2 Hipofosfito diácido ferroso Hipofosfito diácido de hierro (II)

FeHPO2 Hipofosfito ácido ferroso Hipofosfito ácido de hierro (II)

Fe2(HPO2)3 Hipofosfito acido férrico Hipofosfito ácido de hierro (III)

NaHCO3 Bicarbonato sódico Carbonato ácido de sodio (I)

KHSO4 Bisulfato potásico Sulfato ácido de potasio (I)

Formula N. Sistemática

Fe(H2PO2)3 Dihidrógeno dioxofosfato (I) de hierro(III)

Fe(H2PO2)2 Dihidrógeno dioxofosfato (I) de hierro (II)

FeHPO2 Hidrogeno dioxofosfato (I) de hierro (II)

Fe2(HPO2)3 Hidrogeno dioxofosfato (I) de hierro (III)

NaHCO3 Hidrogeno trioxocarbonato (IV) de sodio (I)

KHSO4 Hidrógeno tetraxosulfato (VI) de potasio (I)

A continuación se presenta una serie de ejercicios de nomenclatura de compuestos ternarios, resuélvelos en forma correcta.

1. Escribe el nombre de los siguientes compuestos y su aplicación en la vida real de cada uno

a) Ba(NO3)2 : _______________________________________________________________b) NaC2H2O2 : _______________________________________________________________c) PbI2: ____________________________________________________________________d) MgSO4 : _________________________________________________________________e) CdCrO4 : ______________________________________________________________f) BiCl2 : ________________________________________________________________g) NiS: _________________________________________________________________h) Sn(NO3)2 : ____________________________________________________________

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i) Ca(OH)2 : _____________________________________________________________

2. Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos y su aplicación en la vida real

a) Sulfito de plata : ____________________________________________________b) Bromuro de cobalto (I) : _______________________________________________c) Hidroxido de estaño (II): _______________________________________________d) Sulfato de aluminio: ___________________________________________________e) Fluoruro de manganeso(II): _____________________________________________f) Carbonato de amonio: _________________________________________________g) Oxido de cromo (III) : __________________________________________________h) Cloruro cúprico: ______________________________________________________i) Permanganato de potasio: _____________________________________________j) Nitrito de bario: ______________________________________________________k) Peróxido de sodio: ____________________________________________________l) Sulfato ferroso: ______________________________________________________m) Dicromato de potasio: ________________________________________________

Indicador 3.1.2Define y aplica cada una de las clases de soluciones químicas y sus conformaciones.

3.1.2 Soluciones

Ejemplo:

Coloca una cucharita de azúcar en un vaso de agua y agita hasta que no se vea más los cristales de azúcar. Con una pajilla, prueba el agua endulzada arriba,

en el fondo y cerca de los lados del vaso. Si el azúcar se ha disuelto por completo, el dulzor será el mismo en todas partes, pues se trata de una mezcla homogénea. Se podría agregar más azúcar para hacer más dulce el agua, o se podría

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Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación.


emplear menos azúcar para que fuera menos dulce. Más aún, se podría evaporar o hervir el agua hasta recuperar el azúcar. El azúcar y el agua no reaccionan químicamente, el azúcar se disuelve en el agua.

Cuando el azúcar se ha disuelto en el agua, la mezcla se llama solución. Una solución se puede definir como una mezcla íntima y homogénea de dos o más sustancias. Las sustancias pueden hallarse en forma de átomos (como el cobre y el zinc en el latón), Iones (como el cloruro de sodio disuelto en agua) o moléculas (como el cobre y el zinc en el azúcar común disuelta en agua). En las soluciones verdaderas, la mezcla es íntima hasta el nivel de los átomos, iones y moléculas individuales.

Por ejemplo, en una solución de sal en agua o de azúcar en agua no hay terrones de cristal sólidos flotando por ahí. En su lugar, hay iones individuales de la sal moléculas del azúcar distribuidos al azar entre las moléculas de agua. En una escala mucho mayor se puede imaginar una solución como canicas de un color distribuidas al azar entre canicas de otro color.

Los componentes de una solución reciben nombres especiales. A la sustancia que se disuelve (o la sustancia en menor cantidad) se le llama Soluto. El componente cuyo estado físico se conserva (o la sustancia presente en mayor cantidad) recibe el nombre de disolvente.

El agua es sin lugar a dudas el disolvente que resulta más familiar. Su estado físico se conserva cuando disuelve sustancias comunes como el azúcar de mesa (sacarosa), la sal de mesa (cloruro de sodio) y el alcohol etílico (etanol). Pero hay muchos otros disolventes. La gasolina y el líquido para encender carbón disuelven las grasas. Ciertas medicinas se disuelven en etanol. El hexano y el tolueno son disolventes que se emplean en el pegamento para caucho y en los marcadores de tinta permanente.

Ejemplo:

En las siguientes soluciones, ¿qué sustancia es el disolvente?

(a) 2 onzas de aceite y 2 galones de gasolina(b) dióxido de carbono y agua (en el agua carbonatada)(c) 70 ml de alcohol isopropílico y 30 ml de agua (en el alcohol para frotar)(d) 25% de Ni y 75% de Cu (en el níquel de acuñación)

Solución

(a) La gasolina es el disolvente; hay más cantidad de ella en la solución.(b) El agua es el disolvente; está presente en mayor cantidad y su estado físico se conserva.(c) El alcohol isopropílico es el disolvente; está presente en mayor cantidad.(d) El cobre es el disolvente en el níquel de acuñación, que contiene 75% de Cu.

Tipos de Soluciones

Soluto Disolvente Solución Ejemplo

Gas Gas Gas Aire (02 en N2)

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Gas Liquido LiquidoBebidas carbonatadas (CO2 en H2O)

Alberca de natación (CI2 en H2O)

Líquido Líquido LíquidoVino (etanol en H2O)

Vinagre (ácido acético en H2O)

Líquido Sólido SólidoAmalgama dental para empastes (mercurio líquido en plata sólida)

Sólido Líquido LíquidoSalina (NaCI en H2O)

Azúcar en agua.

Sólido Sólido SólidoOro de 14 kilates (Ag en Au)

Acero (carbono en hierro)

A continuación se te presenta algunos términos sobre la teoría básica de soluciones, investiga y completa la tabla.

¡A investigar!

Solu

ción

Solu

toSo

lven

te

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Solu

bilid

ad

Propiedades físicas de las soluciones:

Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente. Estas son algunas de las características de las soluciones

Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.

Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas. Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se

separan ni se observa. sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.

Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.

Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración.

Concentración de una solución.

La concentración de una solución lo da el número de moléculas que tenga el soluto de una sustancia y el número de moléculas que tiene el resto de la sustancia.

Existen distintas formas de decir la concentración de una solución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una solución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40g de cloruro de sodio en un litro de solución.

La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de solución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto.

- 144 -

Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente.


Ejemplo:

Se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de solución. ¿Cuál es la molaridad del compuesto?

Solución:

hay que calcular el número de moles de NaCl como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos

Entonces:

n= número de moles n= masa

pesoformula

Na=23 g/molCl=35 .5 g /mol

n (No. de moles) =

70 g

23gmol

+35.5gmol

=1 .2mol

M= nV

M=1. 2mol2L

=0. 6 R//. 0.6M (molar)

Ejemplo:

Una solución contiene 8,5 [ g ] de NaNO3 por cada 500 [ ml ] . Calcula su molaridad. PM NaNO3 = 85 [ g / mol ]

M=1000∗n

V Donde:

M: molaridad de la solución

n : número de moles de soluto medido en [ mol ]

V: volumen de la solución medido en [ml]

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Los 1000 porque el volumen esta dado en mililitros

n=8. 5

8. 5=0 . 1

M=1000∗0 .1

500=0 . 2

Resuelve los siguientes ejercicios de molaridad.

1. ¿Cuál es la molaridad de una sustancia que contiene 1.4 mol de acético (HC2H3O2) en 250 mL de solución?

2. ¿Cuál es la molaridad de una solución preparada disolviendo 2.00g de clorato de potasio (KClO3) en suficiente agua para formar 1.50 mL de solución?

3. ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se necesitan para preparar 600 mL de solución de KOH 0.450 M?

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4. ¿Cuál es la molaridad de una solución preparada disolviendo 7.50g de nitrato de magnesio, Mg(NO3)2 en la suficiente agua para formar 25.0 mL de solución?

3.1.2.1 Solubilidad de los compuestos iónicos

La singular estructura del agua no sólo tiene como consecuencia fuerzas relativamente intensas entre las moléculas, sino que además permite al agua disolver compuestos iónicos. Ahora se analizará la atracción entre las partículas de soluto y disolvente. La solubilidad de un soluto en particular depende de la atracción relativa entre las partículas en las sustancias puras y las partículas en la solución.

Casi todos los compuestos de metales alcalinos son muy solubles en agua. Más aún, casi todos los compuestos que contienen el ión nitrato o el ión amonio son solubles. ¿Por qué se disuelven en agua estos compuestos? Ya se describió, en el nivel molecular, lo que ocurre cuando el agua disuelve una sal como el cloruro de sodio. Fundamentalmente, son tres las cosas que deben ocurrir cuando una sal entra en solución.

1. Es preciso vencer las fuerzas de atracción que mantienen unidos los iones de la sal.2. Es necesario superar las fuerzas de atracción que mantiene unidas a por lo menos una parte

de las moléculas de agua.3. Las moléculas de soluto y de disolvente deben interactuar; es decir, deben atraerse unas a

otras.

El proceso por el cual las moléculas de agua rodean a los iones del soluto se llama hidratación. Para que ocurra la hidratación, la energía que libera la interacción del soluto con el disolvente deberá ser mayor que la suma de la energía necesaria para vencer las fuerzas que mantienen unidos los iones en la red cristalina y la energía necesaria para separar las moléculas de disolvente. Cuando las fuerzas que mantienen unidos los iones tienen la intensidad suficiente, la hidratación de los iones no las puede superar. Muchos sólidos que contienen iones con carga doble o triple son en la práctica insolubles en agua. Algunos ejemplos son el carbonato de calcio con iones Ca2+ y CO2-, el fosfato de aluminio con iones Al3+ y PO4

3- , y el sulfato de bario con iones Ba2+ y SO4 2-. Lasa grandes fuerzas electrostáticas entre los iones mantienen unidas las partículas a pesar de la atracción de las moléculas polares del agua.

Solubilidad de Compuestos Iónicos Sólidos en Agua Pura*

- 147 -

SOLUBILIDAD

Otra propiedad física que permite conocer el tipo de enlace es la solubilidad. Los compuestos con enlace iónico son solubles en agua.


NO-3CH3COO- CI- SO4 2- OH-

S2- CO3-2- PO4

-3

NH+ S S S S N S S SNa+ S S S S S S S SK+ S S S S S SD S SBa2+ S S S I S P,D I ICa2+ S S S P P D I IMg2+ S S S S I I I ICu2+ S S S S I I I IFe2+ S S S S I D I IFe3+ S N S P I I N IZn2+ S S S S I I I IPb2+ S S P I I I I IAg+ S P I I N I I IHg2+ S,D P I I N I I IHg2+ S S S D N I N I

*S, es soluble en agua; P, es parcialmente soluble en agua, I, es insoluble en agua; D, se descompone; N, no existe como sólido iónico.

En la tabla anteriror resumen las solubilidades de diversos compuestos iónicos. Conviene usar esta tabla, para responder preguntas concernientes a la solubilidad.

Ejemplo:

Indica la medida de la solubilidad de estos compuestos con base en las categorías siguientes: soluble, parcialmente soluble, insoluble y se descompone.

(a) nitrato de amonio (empleado como fertilizante)(b) hidróxido de magnesio (empleado en la “leche de magnesia”)(c) sulfato de calcio (empleado en el yeso mate y en muros en seco)(d) carbonato de calcio (presente en la piedra caliza y el mármol)

Solución

Usa la tabla anterior

(a) NH4NO3 es soluble en agua.(b) Mg(OH)2 es insoluble en agua.(c) CaSO4 parcialmente soluble en agua.(d) CaCO3 es insoluble en agua. (Sin embargo, reacciona con los ácidos.)

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Describe, empleando la terminología aquí presentada, lo que ocurre cuando:

la sal de mesa se disuelva en agua El azúcar se disuelve en acido sulfúrico El acido sulfúrico en agua El hierro en agua La sacarosa en agua

3.1.2.2 Solubilidad en los compuestos covalentes

Una antigua pero útil regla afirma que: “Lo similar disuelve a los similar.”

Esto significa que los solutos no polares (o muy poco polares) se disuelven mejor en disolventes no polares y que los solutos de alta polaridad se disuelven mejor en disolventes polares como el agua. Esta regla funciona bien para las sustancias no polares. Las grasas y aceites (que son no polares o poco polares) no se

disuelven en agua, que es polar (ver figura), pero si se disuelven en disolventes no polares como el hexano, C6H14. Por lo general, las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas no polares son débiles, por lo que sólo se necesita una pequeña cantidad de energía para separar las moléculas no polares de soluto y vencer las fuerzas de atracción entre las moléculas de disolvente.

La regla de que lo similar disuelve a lo similar no es tan útil para las sustancias polares y, en particular, para las soluciones acuosas. La solubilidad en agua de moléculas como el azúcar depende de formación de puentes de hidrógeno entre el agua y el soluto. Así las moléculas que contienen una proporción elevada de átomos de nitrógeno u oxígeno suelen disolverse en agua porque éstos son los elementos

- 149 -

La solubilidad de los compuestos covalentes se disuelve en otros compuestos covalentes.


capaces de formar puentes de hidrógeno. Algunos ejemplos son el metanol, CH,OH (alcohol metílico ), que es miscible por completo en el agua, y la metilamina, CH3NH2, que es también muy soluble en agua. Muchas sustancias solubles en agua tienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo de oxígeno o de nitrógeno. Estos enlaces polares O-H y N-H pueden participar en la formación de puentes de hidrógeno con las moléculas de agua

Cada átomo de nitrógeno u oxígeno de una molécula de soluto puede llevar consigo al entrar en solución alrededor de cuatro átomos de carbono unidos a él. Los alcoholes (compuestos que contienen el grupo –OH unido en forma covalente a átomos de carbono) que tienen 3 o menos átomos de carbono son miscibles por completo con el agua. El alcohol butílico, con 4 átomos de carbono, es solo un grupo -OH, es prácticamente insoluble. Ciertas moléculas bastante complejas son solubles en agua si contienen varios grupos-OH. La glucosa, C6H12O6, es muy soluble en agua; tiene seis grupos –OH capaces de formar puentes de hidrógeno con el agua. En términos generales, los puentes de hidrógeno son más importantes que la polaridad por sí sola en cuanto a determinar la solubilidad en agua de una sustancia molecular. El cloruro de metilo, CH3CI, y el metanol, CH3OH, tiene casi la misma polaridad; sin embargo, el cloruro de metilo es prácticamente insoluble en agua mientras que el metanol es miscible por completo con ella. El cloruro de metilo no forma puentes de hidrógeno, pero el metanol sí. Unos pocos compuestos polares, como el cloruro de hidrógeno gaseoso, HCI (g), se disuelven en agua porque reaccionan formando iones.

Ejemplo: ¿De cuáles de estos compuestos no es de esperarse que sean solubles en agua: glucosa; cloruro de metilo, CH3CI; metilamina, CH3NH2; hexano, CH3CH2CH2CH2CH2CH3?SoluciónEl cloruro de metilo y el hexano son prácticamente insolubles en agua. No forman puentes de hidrógeno con ella. La glucosa y la metilamina son solubles en agua.

3.1.2.3 Equilibrios de solubilidad

La solubilidad se expresa con frecuencia en términos de gramos de soluto por cada 100. g de disolvente. Como la solubilidad varía con la temperatura, es necesario indicar la temperatura a la que se mide la solubilidad. Por ejemplo, 100. g de agua disuelven hasta 109 g de hidróxido de sodio a 20. oC, y hasta 145 g de NaOH a 50. oC. En un método taquigráfico, la solubilidad del hidróxido de sodio se expresa como 10920 y 14550 (los 100. g de agua se sobreentienden).

No es necesario restringir los cálculos de solubilidad a cantidades de 100g. A una temperatura específica, la cantidad que se disuelve de

un soluto en particular es proporcional a la cantidad de disolvente que se emplea. Se puede determinar la cantidad de un soluto dado que se disuelve en una cantidad específica de agua multiplicando la

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Para muchas sustancias existe un límite respecto a cuánto se puede disolver en un volumen dado de disolvente. Este límite varía de acuerdo con la naturaleza del soluto y del disolvente. La solubilidad de los sólidos en los

líquidos también varía con la temperatura; por lo


cantidad de agua por utilizar por un factor de conversión compuesto por la información de solubilidad. Por ejemplo, para determinar la cantidad de NaOH que se puede disolver en 175 g de agua a 50. oC, se parte de la cantidad de agua que se especifica, la cual se multiplica por el factor de solubilidad apropiado.

175 g agua X

145 gNaOH100 .g agua

=254 gNaOH se pueden disolver.

La solubilidad del cloruro de sodio, NaCl, es de 36 g por 100. g de agua a 20. oC.

¿Qué sucede si se colocan 40. g de NaCl en 100. g de agua a 20. oC? Al principio, muchos iones sodio, Na+

y iones cloruro, Cl-, abandonan las superficies de los cristales y vagan al azar en el agua. Algunos de los iones, sin embargo, regresan a las superficies de los cristales para volver a formar parte una vez más de la red cristalina. Conforme se disuelve más sal, hay también más “vagabundos” que se recristalizan de la solución. En el tiempo, cuando se han disuelto 36 g de NaCl, el número de iones que dejan la superficie del cristal no disuelto iguala con precisión al número de los iones que regresan. Se ha establecido una condición de equilibrio dinámico.

En este caso, la cantidad neta de cloruro de sodio en solución continuará siendo la misma a pesar de que los iones van y vienen de las superficies cristalinas. La cantidad neta de cristales no disueltos también permanece constante. Algunos cristales pequeños pueden incluso desaparecer, mientras que otros se hacen más grandes, pero la cantidad neta de sal no disuelta no cambia. La velocidad con la que se disuelven los iones iguala con precisión a la velocidad con la que cristalizan. El equilibrio dinámico de solubilidad se puede representar como sigue: Disolución

Soluto + Disolvente Solución

CristalizaciónUna solución a cierta temperatura y que existe en equilibrio dinámico con soluto no disuelto se dice que está saturada. Cuando una solución contiene menos soluto que el límite de solubilidad, se dice que está no saturada. Una solución con 24 g de NaCl disuelto en 100. g de agua a 20. oC no estará saturada porque podría disolver 12 g más a esta temperatura antes de quedar saturada.

Ejemplo:

¿Cuántos gramos de NaCl es posible disolver en 220g de agua a 20 oC? La solubilidad del NaCl a 20 oC es de 36 g de NaCl en 100. g de agua.

Solución

Se parte de la cantidad de agua (el disolvente) que se usa y se multiplica por el factor de solubilidad.

220 g agua X

36 gNaCI100 .gagua

=79 g NaCl se pueden disolver.

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Resuelve el siguiente ejercicio entu cuaderno

¿Cuántos gramos de KCl es posible disolver en 375 g de agua a 20 oC? La solubilidad del KCl a 20 oC es de 23.8 g de KCl en 100g de agua.

3.1.2.4 Efectos de la temperatura y la presión solubilidad

Solubilidad de los sólidos en los líquidos

Una masa específica de un soluto sólido permanece en solución a una temperatura dada; es decir, se establece el equilibrio de solubilidad a esa temperatura. La presión tiene poco efecto sobre la solubilidad de los sólidos en los líquidos porque ambos son prácticamente incomprensibles. Sin embargo, si la temperatura cambia, se va a disolver o a precipitar más soluto hasta que se restablece el equilibrio a la nueva temperatura.La mayor parte de los compuestos sólidos son cada vez más solubles conforme se eleva la temperatura. Al subir la temperatura, aumenta el movimiento de todas las partículas, más iones son arrancados de la red cristalina y quedan libres para entrar en solución. Además, para el cristal es más difícil recapturar los iones que vuelven a su superficie porque se mueven a velocidades más altas. Hay unas pocas excepciones a esta regla general de mayor solubilidad a temperaturas más elevadas.

Si se enfría una solución saturada de nitrato de plomo (II) en equilibrio con un exceso de nitrato de plomo (II) sólido, precipita más soluto hasta que se establece de nuevo el equilibrio a la nueva temperatura más baja. Por ejemplo, 100g de agua disuelven 120g de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2 a 90 oC, la solución se enfría a 20 oC, la solución en equilibrio sólo puede contener 54g de Pb(NO3)2. Los 66g en exceso precipitan, y aumenta la cantidad de soluto no disuelto.

Considera ahora lo que ocurrirá si se comenzara a enfriar una solución saturada de nitrato de plomo (II) sin un exceso de soluto

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TEMPERATURA. El efecto de la temperatura sobre la solubilidad de sólidos, líquidos y gases no tiene una regla general. Entre los gases la solubilidad es muy grande, sin embargo, la solubilidad de los gases en el agua suele disminuir al aumentar la temperatura de la solución, pero en solventes distintos del agua la solubilidad de los gases no disminuye con el aumento de la temperastura. PRESIÓN. El efecto sobre la solubilidad en sólidos y líquidos prácticamente no influye, sin embargo, la


presente. ¿Se precipitaría el Pb(NO3)2 de la solución? Puede ser. Pero también podría ser que no. No existe un equilibrio, puede no hay cristales que pueden capturar los iones “vagabundos”. Podría ser posible enfriar la solución a 20 oC sin que hubiera precipitación. De una solución así, que contiene soluto en exceso respecto a la cantidad que podría contener si se hallara en equilibrio, se dice que está sobresaturada. El sistema no es estable porque no se encuentra en equilibrio. El soluto puede precipitar si se agita la solución o cuando se frota el interior del recipiente con una varilla de vidrio. Esto no es magia: al frotar las paredes del recipiente se facilita la formación de pequeños cristales. También la adición de un cristal de soluto como “semilla” casi siempre da como resultado la precipitación de todo el soluto en exceso. Por lo general, el equilibrio se establece con rapidez cuando hay un cristal donde pueden adherirse los iones.

Es posible encontrar soluciones sobresaturadas en la naturaleza. La miel es un ejemplo, donde el soluto es azúcar. Si la miel se deja en reposo el azúcar cristaliza. Se dice, de manera poco científica, que la miel “se ha azucarado”. Ciertos alimentos preparados, como las jaleas, contienen también soluciones sobresaturadas de azúcar, y ésta cristaliza con frecuencia de las jaleas que han estado en reposo mucho tiempo. También el viejo “azúcar cande” se prepara suspendiendo un cordel en una solución sobresaturada de Azúcar. Una vez que comienzan a formarse pequeños cristales del azúcar en el cordel, se forman grandes cristales de formas angulares de azúcar cande conforme más moléculas de azúcar se adhieren a los cristales pequeños.

Solubilidad de los Gases en los Líquidos:

Las soluciones en las que hay gases disueltos en agua son comunes. Por ejemplo, las bebidas gaseosas embotelladas son soluciones; contienen dióxido de carbono y agentes saborizantes y edulcorantes en agua. Ciertas soluciones para limpieza de vidrios contienen amoniaco gaseoso, NH3(g), disuelto en agua. La sangre contiene oxígeno y dióxido de carbono disueltos. El agua de lagos y ríos contiene pequeñas cantidades de oxígeno disuelto. Por ejemplo, se disuelven 0.0043g de O2 en 100g de agua a 20 oC; este

oxígeno disuelto es vital para la supervivencia de los peces y otras especies acuáticas.

A diferencia de la mayor parte de los solutos sólidos, los gases se vuelven menos solubles al aumentar la temperatura. Esto se debe a que el calor hace aumentar el movimiento molecular de las partículas del

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soluto y del disolvente, y las moléculas gaseosas pueden escapar de la solución cuando alcanzan la superficie de un líquido en un recipiente abierto. Si se observa con cuidado cuando se caliente agua, se verá que comienzan a aparecer burbujas de gas mucho antes que el agua empiece a hervir. Al calentarse la solución de un gas en un líquido, la solubilidad del primero disminuye; como las burbujas de gas tienen baja densidad, pronto suben a la superficie y escapan hacia la atmósfera. En la gráfica siguiente, se muestra una gráfica que ilustra el efecto de la temperatura sobre la solubilidad del oxígeno gaseoso en agua.

La solubilidad de los gases en agua varía también con la presión del gas. A presiones más altas, se disuelve más gas en cierta cantidad de agua. La figura muestra cómo varía con la presión la solubilidad del oxígeno gaseoso en agua a 25 oC. Como ejemplo adicional, imagina que se abre una lata o botella de una bebida carbonatada; el líquido burbujeante puede derramarse del recipiente. Este suceso común es una demostración del cambio que sufre la solubilidad del gas con la presión. Las bebidas carbonatadas se enlatan o embotellan bajo una presión que es un poco mayor de una atmósfera, lo que hace aumentar la solubilidad del dióxido de carbono gaseoso. Una vez que se abre el recipiente, la presión desciende de inmediato hasta la presión atmosférica y disminuye la solubilidad del gas. Al escapar burbujas de gas de la solución parte del líquido puede derramarse del recipiente. (Según la gráfica anterior) Aún después de la liberación inicial rápida de gas, el dióxido de carbono continúa escapando. Con el tiempo, el sabor picante se pierde (ha escapado casi todo el gas) y la bebida se vuelve “desabrida”. Si el líquido está tibio la bebida pierde su sabor con mayor rapidez aún, porque los gases son menos solubles a temperaturas más altas, como se describió al principio de esta sección.

Ejemplo:

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http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://4.bp.blogspot.com/_gB8i9RgQMBM/SUOzrJoGWGI/AAAAAAAAFvw/-NT3tvZ96PU/s200/corcho.jpg&imgrefurl=http://kassioblog.blogspot.com/2008_12_01_archive.html&usg=__cnLvT6WrVJIGqA20v2iQU9aa63M=&h=84&w=200&sz=7&hl=es&start=78&um=1&tbnid=boJIzoXxXNL-bM:&tbnh=44&tbnw=104&prev=/images?q=botella+volando+un+corcho&gbv=2&ndsp=20&hl=es&sa=N&start=60&um=1


Se muestra que se disuelven 30g de KNO3 en 100g de agua a 20 oC, pero se disuelven 108g de la misma sustancia en 100g de agua a 60 oC. Cuando se agitaron 150g de KNO3 en 100g de agua a 70 oC, una parte no se disolvió.

(a) Después de enfriar a 60 oC, se filtró la mezcla de sólido y solución. ¿Qué masa de KNO3 se pudo recuperar a 60 oC?

(b) La solución restante se enfrió luego hasta 20 oC. ¿Cuánto KNO3 sólido adicional se puede recuperar a 20 oC?

Solución:

(a) Masa total de KNO3 presente= 150g Masa de KNO3 soluble a 60 oC = 108g

Masa de KNO3 sólido recuperada a 60 oC = 42g

(b) Masa total de KNO3 en solución luego del primer filtrado =108g Masa de KNO3 soluble a 20 oC = 30g

Masa adicional de KNO3 recuperada al enfriar a 20 oC = 78g

3.1.2.5 Expresiones de la concentración de las soluciones.

En las secciones precedentes se expresó la solubilidad de un soluto en un disolvente dado en gramos de soluto por 100g de disolvente a una cierta temperatura. Es posible diluir las soluciones saturadas para preparar soluciones de concentración variable. La concentración de una solución es una medida de la cantidad de soluto que hay en una cantidad específica de disolvente. Una vez descrito lo que ocurre cuando se forman las soluciones y qué factores afectan la solubilidad, es tiempo

de analizar diversos métodos de expresar la concentración de las soluciones.

.

de moles de soluto Molaridad (M )=

molesdesolutolitrosdesolución

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Molaridad:

El método más común que emplean los químicos para expresar la concentración de una solución es la molaridad (se abrevia M),


Este es un método muy conveniente para expresar la concentración de una solución porque con frecuencia interesa medir un número específico de moles de soluto. En la figura 6.10 se presentan las instrucciones para preparar una solución con una molaridad específica. Resuelve el ejemplo siguiente para repasar los cálculos de molaridad.

Ejemplos:

1. Describe cómo preparar 500 ml de una solución de NaOH con 6.00 M.

Solución:

1. Partir de la cantidad conocida: (el volumen) en ml, y convertirla a L.2. Convertir los litros a moles empleando la molaridad como factor de conversación.3. Convertir los moles a gramos empleando la masa molar como factor de conversión.

La serie de conversaciones se puede resumir como sigue.

Plan: ml Litros Moles Gramos

0 .500 L1 X

6 .00molL X

40 . 0 gmol

= 120 g

Una vez efectuados los cálculos, se prepara la solución siguiente los tres pasos que describe la figura 6.10 (a) Pesar 120g de NaOH en un recipiente apropiado (b) Transferir el NaOH a un matraz volumétrico de 500.0 ml lleno en parte con agua pura (destilada) y agitar para disolver (la solución se calienta en forma considerable a causa del calor de disolución). (c) Cuando la solución se ha enfriado, agregar agua suficiente para llenar el matraz hasta la marca de 500.0 ml. Tapar el matraz e invertir varias veces para mezclar perfectamente. Se puede medir con rapidez el volumen específico de una solución que se necesita para obtener un cierto número de moles (o gramos) de la sustancia deseada. Resuelve el ejemplo 6-8 como repaso de los cálculos requeridos para determinar el volumen de una solución específica necesario para proveer un cierto número de moles de una sustancia. Si se te da el número de gramos (en vez de moles), convierte primero los gramos a moles.

2. Calcule la molaridad de una solución que fue preparada disolviendo 3 moles de HCl en agua suficiente hasta obtener 1500 ml de solución

Desarrollo:

- 156 -


M = Moles desoluto

Volumendesolucion (mL) X 1000 M =

3moles HCl1500ml HCl

X 1000

M=2 esto se puede expresar como {2M ¿ ¿¿¿

3. Calcule la molaridad de una solución que se preparó disolviendo 35g de NaOH (MM = 40 g/mol) en agua hasta completar 360 ml de solución

Desarrollo:

I) 40g ------- 1mol

35g ------- X X = 0.875 moles de NaOH

II)

Moles de solutoM = x 1000

Volumen de solución (ml)

0.875 moles de solutoM = x 1000

360 mL de solución

2.43 MM = 2.43

2.43 mol/L

3. ¿Cuántos mililitros de una solución reactivo de HCl 12.0 M habría que emplear para obtener 0.48 mol

de HCl?

Solución

1. partir de la cantidad conocida: el número de moles de HCl.2. Convertir los moles a litros empleando la molaridad como factor de conversión.3. Convertir los litros a mililitros.

La serie de conversiones se puede resumir como sigue.

Plan :Moles→ litros→ml

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0 .48mol1 X

1L12 .0mol X

1000mL1 L

=40. 0mL

Resuelve el siguiente ejercicio

¿Cuántos gramos de HCl están presentes en 15.0 ml de solución reactivo de HCl 12.0 M?

Porcentaje en Volumen

Toma un frasco de alcohol para frotar y lee la etiqueta. Es muy probable que ésta indique: “Alcohol isopropílico, 70% en volumen”. El porcentaje en volumen es otro método común para expresar concentraciones. Para muchos propósitos, no es necesario conocer el número de moles de soluto

sino sólo las cantidades relativas de soluto y disolvente. Si tanto uno como el otro son líquidos, se pueden expresar las concentraciones como porcentaje en volumen. Para prepara 100 ml de una solución de alcohol isopropílico al 70% (en volumen) se agregan 70.0 ml del alcohol al agua suficiente para dar un volumen total de 100 ml.

En general, los volúmenes del soluto y del solvente no son aditivos ya que al mezclar el soluto y el solvente se establecen fuerzas de atracción entre sus partículas, lo que implica que el volumen de la solución puede ser superior o inferior a la suma de los volúmenes del soluto y del solvente. Por lo tanto, los volúmenes sólo podrán considerarse aditivos cuando se indique expresamente así . Recordemos que la concentración es una propiedad intensiva, por lo tanto, no importa que porción del volumen de una solución original tomamos, pues siempre su concentración será la misma.

En resumen: %v/v = v de soluto(mL)v de solucion (mL )

x 100%

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Porcentaje en Volumen es una expresión común para especificar la concentración de una solución. Se define como:


Para ahorrar espacio, el rótulo del frasco de alcohol isopropílico podría decir simplemente 70% (v/v). Es importante comprender que la solución se prepara diluyendo el alcohol con agua suficiente para dar un volumen total de 100. ml, de agua, porque los volúmenes líquidos no dan 100 ml cuando se mezclan. Inténtalo por tu cuenta. Como se aprecia en el ejemplo 14.9, no se está limitado a lotes de 100 ml de solución. Los volúmenes pueden darse en litros, onzas, fluidas, o cualquier otra unidad de volumen, siempre que todos los volúmenes se miden en la misma forma, las unidades se cancelan.

Ejemplo:

¿Cuál es el porcentaje en volumen de una solución de alcohol isopropílico preparada mezclando 25.0 ml de alcohol con agua suficiente para dar un volumen total de 125 ml de solución?

Solución

Emplea la ecuación

porcentajeenvolumen=volumendel soluto

volumentotaldelasolución×100 %

%VV =

25 . 0mL125mL X 100% = 20.0% (v/v) (Obsérvese que las unidades de volumen se cancelan.)

Ejemplos:

1. Si se disuelven 30 ml de tetracloruro de carbono (CCl4) en 400 ml de benceno (C6H6). Determine la concentración de esta solución expresada en % v/v. En este caso puede considerar los volúmenes aditivos.

Desarrollo: Soluto + Solvente = Solución30 ml + 400 ml = 430 ml

Volumen de soluto (ml)% v/v = x 100 %


30 ml% v/v = x 100 % % v/v = 6.98 %

430 m

2. Si se tiene 30 ml de solución al 10% v/v de alcohol en agua, determine que volumen de alcohol se utilizó para preparar dicha solución

Desarrollo: Volumen de soluto (ml)

% v/v = x 100 %

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X mL de soluto (alcohol) 10 = x 100 %

30 ml de solución

X ml de soluto = 3 ml de alcohol

Porcentaje en Masa

También es posible expresar la concentración de una solución como porcentaje en masa. Este método se usa con más frecuencia para sólidos disueltos en líquidos, pero no siempre es así. Por ejemplo, el ácido clorhídrico concentrado se expende en el comercio en soluciones rotuladas como 38.0% en masa, pero algunos rótulos indican 38.0% (p/p), donde p/p es una abreviatura de peso/peso. La notación de porcentaje en masa o p/p indican (en el ejemplo mencionado) que por cada 100g de solución se tiene 38.0g de HCI y 62.0g de agua. Observe que la cantidad total de solución es 100g, no 100. ml. En forma matemática, definición se puede escribir como.

Para masas en gramos, la definición se puede escribir.

Cuando el disolvente es agua, como ocurre por lo general, se puede medir la cantidad especificada en litros en vez de gramos si se supone que 100 ml de agua tienen una masa de 100g

Ejemplos:

1. ¿Cómo se preparan 250g de una solución acuosa de NaCl al 6.0% en masa?

Solución:

Paso 1: Calcular la masa de soluto, NaCl, que se necesita.

6.0% X 250.0g = 0.060 X 250g =15 g de NaCl (el soluto)

Paso 2: Restar la masa del soluto de la masa total de la solución para obtener la masa de disolvente necesaria.

250 g en total – 15g de soluto = 235g de agua (el disolvente)

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Paso 3: Para preparar la solución, disolver 15g de NaCI en 235g de agua. Como 1g de agua tiene un volumen de 1.0 ml (la densidad del agua es 1.0g/ml), basta con mezclar 235 ml de agua con 15g de NaCl para preparar la solución.

2. Una muestra de 0.892 g de cloruro de potasio (KCl) se disuelve en 80g de agua. ¿Cuál es el porcentaje en masa (% p/p) de KCl en esta solución?

Desarrollo:

Porcentaje en masa de KCl = 0.892gde soluto

0.982 g+80 gX 100 %

% p/p = 1,03 %

3. ¿Qué masa de hidróxido de sodio (NaOH) se debe disolver en agua para preparar 200g de una solución 5 % p/p?

Desarrollo:

Porcentaje en masa de NaOH = Masa de NaOHMasade solucion

X 100 %

5 % = x gde NaOH

200g desolucionX 100 %=x gde NaOH=10 gde soluto .

Resuelve el siguiente ejercicio en tu cuaderno

¿Cómo se preparan 250 g de una solución de azúcar al 6.0% (p/p)?

Concentración de Soluciones muy Diluidas.

Las concentraciones de soluciones muy diluidas se expresan a menudo en partes por millón (ppm) o incluso en partes por billón (ppb). Estas unidades se emplean con frecuencia para expresar niveles extremadamente bajos de sustancias tóxicas. Una concentración de la 1ppm significa que está presente 1 parte (en cualquier unidad) en un millón de partes (en la misma unidad). Por ejemplo, según la unidad

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seleccionada, 1 ppm podría ser 1 gramo en 1 millón de gramos, 1 gota en 1 millón de gotas, o 1 ml en 1 millón de mililitros. Se puede convertir ppm a ppb empleando la relación.

1 ppm = 1 000 000 ppb

En una comparación empleando dinero (dólares), 1 ppm es equivalente al valor de 1 centavo en 1 millón de centavos, es decir, 1 centavo en $10.000 una ppb equivale al valor de 1 centavo en 1 billón de centavos (1 centavo en $10 000 millones).

Para soluciones acuosas: 1 ppm = 1 miligramo/litro (mgL)

1 ppb = microgramo/metro cúbico (Mg/m3)

La tabla siguiente, presenta los estándares de la EPA (Environmental Protection Agency de E.U.A) referente a los límites de los elementos traza en el agua potable. Observa que los valores se dan en miligramos por litro o partes por millón.

Ejemplos:

1. En Estados Unidos, el límite federal de plomo en el agua de la llave es 0.015 ppm. Expresa esta concentración en (a) mg/L y (b) ppb.

Solución

(a) La relación 1 ppm=1 mg/L proporciona el factor de conversión idóneo.Se multiplica la cantidad conocida (0.015) por el factor de conversión.

0.015 ppm X

1mg /L1 ppm

=0 .015mg /L

Límites en el agua potable para algunos elementos traza*

Elemento Límite de la EPA

Arsénico 0.05

Cadmio 0.01

Cobre 1.00

Cromo 0.05

Manganeso 0.05

Mercurio 0.002

*Estándares de la Environmental Protection Agency de E.U.A

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(b) La conversación a ppb se puede empleando la relación 1 ppm = 1 000 000 ppb.

2. En nuestro país la concentración máxima permisible de Arsénico en el agua potable es 0,05 ppm. Si esta norma se cumple, determine la masa de Arsénico que usted consume cuando toma un vaso de 250 ml de agua.

Desarrollo:

3. ¿Que masa de óxido de calcio (CaO) debe disolver en agua para obtener 1 litro de solución con 0,06 ppm?

Desarrollo:

Resuelve los siguientes ejercicios relacionados con soluciones.

1. Explica el hecho que la glucosa C6H12O6 a diferencia de casi todas las moléculas de seis átomos de carbono, es soluble en el agua.

2. Explica el hecho que el hexano, C6H14, no obstante ser un líquido, no es miscible en el agua.

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3. Supón que se añade NaCl a una solución saturada de sal. ¿Qué se observaría? ¿Qué es lo que ocurre en realidad?

4. ¿Cuál es la concentración en porcentaje de volumen de una solución que contiene 300 mL de alcohol isopropilico y agua suficiente para 400 mL de solución? ¿Qué componente es el soluto y cual es solvente?

5. ¿Cuál es la concentración en porcentaje de volumen de una solución que contiene 200 mL de etanol y agua suficiente para dar 500 mL de solución? ¿Qué componente es el soluto y cual es el solvente?

6. El ácido clorhídrico concentrado que se emplea en el laboratorio es HCl al 38% en masa. ¿Cuántos gramos de HCl hay en 500g del ácido?

7. Si un vino es etanol al 10% (v/v), ¿Cuántos mililitros de etanol están presentes en una botella que contiene 750 mL del vino?

8. Se te pide preparar 500 mL de una solución de sacarosa, C12H22O11, 0.10 M. ¿Cuántos gramos de sacarosa tienes que usar? ¿Qué pasos tendrías que seguir para preparar la solución?

9. ¿Cuántos mililitros de acetona habría que emplear para preparar 500 mL de una solución de acetona al 60% (v/v)? ¿Cómo se debe preparar la solución?

10. Indica las cantidades en gramos de soluto y de agua que es preciso emplear para preparar cada una de las siguientes soluciones acuosas siguientes.

a. 500 g de solución de glucosa al 5.0%b. 500 g de una solución de NaHCO3 al 5.0%c. 2.0 Kg de una solución de carbonato de sodio al 3.0% en masa.

11. Se te pide preparar 250 mL de una solución de NaOH 3.00M. ¿Cuántos gramos de NaOH tienes que usar? ¿Qué pasos tendrías que seguir para preparar la solución?

- 164 -


Unidad 4

Indicador 4.1.1Identifica las diferentes

clases de reacciones químicas y sus aplicaciones

4.1.1 Reacciones y ecuaciones

químicas

Las reacciones químicas tienen lugar cuando las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad; una o más sustancias se consumen mientras se forman otras sustancias. La combustión de la gasolina y la glucosa son ejemplos.

- 165 -

4.1 Describirás y resolverás problemas relacionados con las clases de reacciones, cálculos a partir de ecuaciones químicas y gases

Ecuaciones químicas

Son expresiones matemáticasabreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una

Reaccion Quimica: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias.

http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://www.ed-des-i.umich.mx/fiq/file.php/1/quimica1.jpg&imgrefurl=http://www.ed-des-i.umich.mx/fiq/index.php?lang=id&usg=__56AuUI-YuIM1sZzjuGXkETPzbO8=&h=1024&w=1036&sz=270&hl=es&start=26&tbnid=pOuw_g0qNNQs6M:&tbnh=148&tbnw=150&prev=/images?q=Quimica&gbv=2&ndsp=20&hl=es&sa=N&start=20


A las sustancias presentes al inicio de una reacción, es decir, los materiales de partida, se les llama reactivos, y las sustancias que produce la reacción se conoce como productos.

Las ecuaciones químicas se emplean para representar mediante símbolos, lo que sucede durante la reacción. La reacción de la glucosa (un azúcar) con oxígeno gaseoso durante el metabolismo, con producción de dióxido de carbono, visible en época de frío y agua (ver figura), se puede escribir como ecuación química con palabras o con símbolos (fórmulas químicas).

Glucosa + Oxígeno Dióxido de carbono + Agua

C6H12O6 + 6 O2 (g) 6 CO2(g) + 6 H2O(g)

Los reactivos o materiales de partida que aparecen en el lado izquierdo de la ecuación, separados por el signo de adición (+). Los productos se hallan en el lado derecho de la ecuación.

Una flecha ( ), que se lee como produce, separa los reactivos de los productos.

La reacción de la glucosa con el oxígeno “produce” dióxido de carbono y agua. Si bien la ecuación química se puede escribir con palabras, la ecuación escrita con fórmulas químicas contiene mucha más información. Las reacciones químicas que hasta ahora se han descrito, fueron elegidas porque contienen procesos que resultan familiares.

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Con frecuencia se usan símbolos especiales en las ecuaciones químicas, para proporcionar información específica acerca de las sustancias que intervienen, o de las condiciones de reacción., se puede designar con una (g), en seguida de la fórmula, a las sustancias que se encuentran en estado gaseoso en el momento de la reacción, como se hizo en la ecuación anterior que representa la combustión de la glucosa. Los símbolos (s) y (I) sirven para identificar los sólidos y líquidos, respectivamente.

A una sustancia que se disuelve en agua se conoce como solución acuosa se le puede identificar mediante el símbolo (ac) en la ecuación. En ocasiones se incluye le letra mayúscula griega delta (Δ ) arriba o debajo de la flecha para indicar que se requiere energía calorífica para iniciar la reacción química.

En ciertos casos se agrega una sustancia para acelerar una reacción la cual es llamada catalizador, se indica sobre la flecha, no se consume durante la reacción. Las enzimas son catalizadores especiales que el cuerpo humano fabrica y utiliza, para toda y cada una de las reacciones que ocurren en nuestro metabolismo.

A continuación escribe la utilización de la simbología de ecuaciones químicas en una forma adecuada.

Símbolo Utilización

( s) Solido

(l)

(∆)

(ac)

(g)

4.1.1.1 Ecuaciones químicas balanceadas Una reacción se puede representar mediante una ecuación de palabras, para indicar la identidad

de los reactivos y los productos, pero en las ecuaciones químicas se emplea símbolos, que nos proporciona información de los elementos presentes en la reacción. Como se aprecia en la ecuación de la combustión de la glucosa, que resume de manera simbólica, lo que está sucediendo.

La ecuación química, por desgracia, no dice todo lo que podría ser necesario saber acerca de la reacción, ni la rapidez que tiene lugar en la reacción, o que podría ocurrir, por ejemplo, de manera tan lenta como el enmohecimiento del hierro, o con tanta rapidez como para constituir una explosión. La

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Mg

Mg.O O

O2-Mg

Mg O2-


ecuación básica no muestra cuánto calor, luz u otra forma de energía se produce, o se requiere para hacer que ocurra la reacción. Tampoco describe el aspecto de los reactivos o productos durante la reacción.

Para comprender lo que ocurre en efecto durante una reacción, suele ser de utilidad visualizar los que está sucediendo a nivel molecular atómico. Una ecuación química contiene mucha información de este tipo. Por ejemplo, el magnesio metálico arde con el oxígeno produciendo un polvo blanco, óxido de magnesio (ven en la figura) En el nivel atómico y molecular, esta ecuación.

2Mg + O2 (g) → 2MgO

2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 → 2 unidades de fórmula de MgO

La Fig.1.3 puede ayudar a visualizar lo que sucede a nivel atómico. En una reacción química no se pierden ni se ganan átomos; principio de la conservación de la masa. En consecuencia en una ecuación química balanceada, el número de átomos de cada elemento representado como reactivo y como producto, deberá ser igual; al momento de balancear la ecuación química.

2mol Mg + 1mol O2 → 2 mol MgO

Ahora se tiene una cantidad que se puede ver y pesar. Aunque los números de partículas unitarias (o de moles de partículas unitarias) mantienen relaciones sencillas de números enteros, no ocurre lo mismo con las proporciones de las masas. Así como una docena de pelotas de ping pong tiene una masa distinta a la de una docena de pelotas de golf, un mol Mg., tiene diferente masa que un mol de O2. Como un mol de Mg tiene una masa de 24.3g, la masa de un mol de O2 es de 2 x 16.0 (32.0g) y un mol de MgO tiene una masa de (24.3 + 16.0) 40.3g, es posible escribir las ecuaciones que siguen, donde se muestra que la masa antes de la reacción es igual a la masa después de la misma.

2 Mg + O2 → 2 MgO

2 x 24.3g + 32.0g → 2 x40.3 g

48.6g + 32.0g → 80.6g

80.6g = 80.6g

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2 MgO2 Mg + O2

+


Las ecuaciones indican las proporciones numéricas de las partículas unitarias y de la masa. La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, lo que acuerda con la ley de conservación de la masa: los átomos no se crean ni se destruyen, y la masa tampoco se crea ni se destruye. Todas estas relaciones quedan representadas por la ecuación balanceada.

4.1.1.2 Escritura de las ecuaciones químicas

Es conveniente comenzar con la reacción que ocurre cuando se enciende una mezcla de hidrógeno y oxígeno gaseosos con una chispa.

H2 (g) + O2 (g) → H2O El número de átomos de la sección anterior no

está balanceado. Entre los reactivos aparecen dos

átomos de oxígeno (como O2) y hay un solo átomo

de oxígeno entre los productos (H2O). Para balancear los átomos de oxígeno, se coloca un número 2

antes de la fórmula del agua.

H2 (g) + O2 (g) →2H2O

Este número indica que se producen dos moléculas de agua por cada molécula de oxígeno que reacciona. El número que se coloca antes de una fórmula química se conoce como coeficiente. Cuando no aparece otro número se sobrentiende que el coeficiente es 1, el cual constituye una instrucción para multiplicar todo lo que hay en esa fórmula por ese número. Cuando se duplica H2O, se está representando dos átomos de oxígeno y cuatro átomos de hidrógeno. Pero la ecuación de este ejemplo no está balanceada todavía. Para balancear los átomos de hidrógeno, se coloca el coeficiente 2 antes de H2.

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Primero hay que escribir las fórmulas correctas de reactivos y productos. Si se desea se puede identificar el hidrógeno y el

oxígeno como gases (g); esto es


2H2 (g) + O2 (g) →2H2O

Ahora sí hay cuatro átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno representados a ambos lados de la ecuación, así queda balanceada (ver el proceso en las siguientes graficas) hay que comprobar siempre si la ecuación está balanceada, contando los átomos en el lado de los reactivos y comparando en el lado de los productos.

Átomos de

los reactivos

Átomos de

los productos

4H

2º

4H

2º

La ecuación balanceada muestra que no se crean ni se destruyen los átomos. Si se hubiera intentado balancear la ecuación cambiando el subíndice del oxígeno en el agua, la ecuación parecería estar balanceada,

H2 (g) + O2 (g) →H2O2

Pero no significaría “hidrógeno reacciona con oxígeno para formar agua”. La fórmula H2O2

representa al peróxido de hidrógeno, un compuesto por completo distinto al agua. Así pues, al balancear una ecuación química, no se pueden cambiar los subíndices de las fórmulas, porque ello cambiaría los compuestos representados y también el significado de la ecuación. La única forma de balancear la ecuación es cambiando los coeficientes para representar las proporciones correctas de las sustancias en la reacción. UNA ECUACIÓN QUÍMICA NO ESTÁ COMPLETA HASTA QUE NO SE BALANCEA

Ejemplo 1: Balancea la ecuación siguiente, que representa la reacción del nitrógeno gaseoso con el

hidrógeno gaseoso, para producir amoniaco gaseoso, NH3.

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N2+H2→NH 3 (No balanceada)

Solución:

La ecuación muestra dos átomos de hidrógeno a la izquierda, y tres a la derecha. El mínimo común múltiplo de 2 y 3 es 6. Así, 6 es el número más pequeño de átomos de hidrógeno que puede haber como reactivos y como productos. Se necesitan tres moléculas de hidrógeno y dos de NH3.

N2+H2→2NH 3 (Balanceada)

Comprobación

Al balancear el número de átomos de hidrógeno, se ha balanceado también el de átomos de nitrógeno. La ecuación completa está balanceada (ver figura anterior)

Ejemplo 2:

Escribe y balancea una ecuación para la reacción del enmohecimiento del hierro, que muestra que éste reacciona con el oxigeno produciendo óxido de hierro (III), la herrumbre.

Solución

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Átomos

De los reactivos

Átomos

De los productos

2 N 2 N

6 H 6 H


Paso 1 Escribe la ecuación no balanceada con las fórmula correctas de reactivos y productos.

Fe+O 2 →Fe2O3 (No balanceada)

Paso 2

Balancear la ecuación usando los coeficientes apropiados. Se recomienda no comenzar por un elemento que esté solo, como el hierro en este caso, pues será fácil encargarse de él más tarde. En vez de ello, cuenta el número de átomos de átomos del oxígeno que hay en cada lado. Con dos átomos de oxígeno a la izquierda y tres a la derecha, el múltiplo más bajo es seis. En consecuencia, se puede balancear el oxígeno empleando un coeficiente de 3 para el O2 y un coeficiente de 2 para el Fe2O3.

Fe+3O 2 →2Fe2O3 (No balanceada)

El oxígeno ya está balanceado, pero no así los átomos de hierro.

4 Fe+3O2 →2 Fe2O3 (Balanceada)

Ejemplo 3:

Escribe y balancea la ecuación de la combustión del metano, CH4, la principal sustancia química del gas natural. Durante su combustión, o quema, una sustancia se combina con oxígeno. La combustión de una sustancia que contiene átomos de C y H, cuando es “completa”, siempre produce dióxido de carbono y agua.

Solución

Paso 1

Escribe la ecuación no balanceada empleando las fórmulas químicas correctas.

CH 4+O2→CO2+H2O (No balanceada)

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http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://www.pre67vw.com/blog/images/uploaded/tat-look.jpg&imgrefurl=http://www.grupovag.com/foro/viewtopic.php?f=47&t=218&usg=__9jNgca8H3v_91oL2K06duhzqGSI=&h=464&w=512&sz=123&hl=es&start=5&tbnid=Q5RZCzu4GGk4TM:&tbnh=119&tbnw=131&prev=/images?q=autos+oxidados&gbv=2&hl=es


Paso 2

Balancea la ecuación. Como el oxígeno aparece en dos productos distintos, conviene dejarlo para el final. En el caso de las reacciones en las que hay una combustión, por lo general es mejor balancear el carbono, luego el hidrógeno, y dejar el oxígeno en último lugar. En este ejemplo, el carbono ya está balanceado, con un átomo en cada lado de la ecuación. Para balancear el hidrógeno teniendo cuatro átomos a la izquierda y dos a la derecha, coloca el coeficiente 2 antes del H 2O de la derecha, con lo que hay ahora cuatro átomos de hidrógeno en cada lado.

CH 4+O2→CO2+2H2O (No balanceada)

El último elemento que hay que balancear es el oxígeno. Hay cuatro átomos en el lado derecho, de modo que colocando un 2 antes del O2 se consigue balancear los átomos de este elemento.

CH 4+2O2→CO2+2H2O (Balanceada)

Ejemplo 4:

Escribe y balancea una ecuación que describa la reacción del sulfato de aluminio con el nitrato de bario, que produce nitrato de aluminio y un precipitado sólido blanco gredoso, de sulfato de bario (ver figura). Usa (s) para identificar el precipitado.

Solución

Paso 1

Escriba la ecuación no balanceada

Al2 (SO4)3+Ba (NO 3)2→Al (NO3 )3+BaSO4

(No balanceado)

Paso 2 Balancear la ecuación. Ésta es una ecuación en la que intervienen compuestos con iones poli atómicos, el sulfato y el nitrato. Debes tratar a estos iones como unidades individuales y balancearlos como un todo.

Hay que elegir un componente clave que aparezca en sólo un componente de cada lado de la ecuación, como Al en este caso, y “seguir hasta el fin” con el. Para balancear Al, se coloca un coeficiente de 2 antes de Al(NO3)3.

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Al2 (SO4)3+Ba (NO 3)2→2 Al (NO3)3+BaSO4 (No balanceada)

Pero este coeficiente también duplica el número de iones nitrato, produciendo 2 X 3 =6 iones nitrato, de modo que hay que “seguir hasta el fin” con el nitrato, balanceándolo a continuación. Para tener seis iones nitrato a la izquierda, es necesario colocar un 3 antes del Ba (NO3)2.

Al2 (SO4)3+3Ba (NO 3)2→2 Al (NO 3)3+BaSO4 (No balanceada)

Con el 3 antes del Ba(NO3)2 hay ahora tres iones bario en el lado izquierdo de la ecuación, por lo que habrá que “seguir hasta el fin” balanceando el bario. Para ello, coloca un 3 antes del BaSO 4 en el lado derecho de la ecuación.

Al2 (SO4)3+3Ba (NO 3)2→2 Al (NO 3)3+3BaSO 4 (Balanceada)

A continuación se te presenta una serie de ecuaciones químicas, balancéalas en forma correcta.

A. Balancear las siguientes ecuaciones químicas que representan a una reacción.

1. H2 + O2 → H2O

2. H2 + Br2 → HBr

3. C + Fe2O3 → Fe + CO

4. H2O2 → H2O + O2

- 174 -


5. H2SO4 + NaOH → H2O + Na2SO4

6. H2SO4 + NaOH → H2O + Na2SO4

7. NH4I + Cl2 → NH4Cl + I2

8. CrCl3 + AgNO3 → Cr(NO3)3 + AgCl

9. SO2 + O2 → SO2

9. K3PO4 + BaCl2 → KCl + Ba(PO4)2

B. Dadas las siguientes ecuaciones verbales, escríbelas como ecuaciones químicas y luego balancearlas de forma correcta.

10. Acido acético + hidróxido de potasio → acetato de potasio + agua

- 175 -


11. Fósforo + yodo → triyoduro de fósforo

12. Aluminio + sulfato de cobre ( II ) → cobre + sulfato de aluminio

13. Sulfato de amonio + cloruro de bario → cloruro de amonio + sulfato de bario

14. Tetrafluoruro de azufre + agua → dióxido de azufre + fluoruro de hidrogeno

4.1.1.3 Clasificacion de las reacciones quimicas

Una vez alcanzada una cierta familiaridad con el balanceo de ecuaciones químicas, conviene examinar más de cerca varios tipos distintos de reacciones y la manera como se les puede clasificar. La mayor

- 176 -

Reacciones quimicas:

Elementales (concentraciones de los reactantes con exponentes iguales a los coeficientes estequiométricos).

No elementales (concentraciones de los reactantes con exponentes diferentes a los coeficientes estequiométricos).

EN FUNCIÓN DEL NÚMERO DE FASES:

Homogéneas (una sola fase).


parte de las reacciones químicas pueden ubicarse en una o más de las cinco categorías que veremos a continuación.

A continuación se presenta un cuadro en el que de un lado aparecen las distintas clases de reacciones químicas, investígalas y coloca a un lado su definición y a la par también un ejemplo respectivo de dicha reacción.

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Tipo de Reacción Definición de la Reacción Ejemplo

1. Combustión

2. De síntesis

3. De descomposición

4. De sustitución Única

5. De doble sustitución

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4.1.1.4 Reacciones por combustión

Cuando una sustancia que contiene carbono e hidrógeno (un hidrocarburo) sufre una combustión completa, o quema, se consumé oxígeno y se produce dióxido de carbono y agua. La ecuación general no balanceada es

Hidrocarburos+O2→CO 2+H2O (No balanceada)

El ejemplo anterior numero 3, mostró la formula de balancear la ecuación de la combustión del metano, CH4, un hidrocarburo sencillo. La manera más rápida de hacer esto consiste en

1. Balancear primero los átomos de carbono.2. Balancear en segundo término los átomos de hidrógeno.3. Balancear por último los átomos de oxígeno.

Si es necesario emplear coeficientes fraccionarios, en especial múltiplos de ½. Después, para eliminar esos coeficientes fraccionarios, hay que multiplicar la ecuación completa por el mínimo común denominador de las fracciones.

Al principio del capítulo se mencionó la combustión de la gasolina. Ahora se hará el balanceo de la ecuación que corresponde a esa reacción.

Ejemplo 1:

Escribe y balancea la ecuación de la combustión del octano, C8H18, presente en la gasolina.

Solución

Paso 1

Escribe la ecuación no balanceada con fórmulas correctas.

C8H18 + O2 CO2 + H2O (no balanceada)

- 179 -

La reacción de combustión se basa en la reacción química exotérmica de una sustancia o mezcla de sustancias llamada combustible con el oxígeno. Es característica de esta reacción la formación de una llama, que es la masa gaseosa incandescente que emite luz y calor, que esta en contacto con la sustancia combustible.


Paso 2

Balancea la ecuación aplicando los tres pasos delineados en esta sección.

C8H18 + 1212 O2 8 CO2 + 9 H2O (balanceada)

Si bien la ecuación está balaceada en efecto, es preciso eliminar el coeficiente fraccionario del oxígeno multiplicando todos los coeficientes por 2, para dar.

2 C8H18 + 25 O2 16 CO2 + 18 H2O (balanceada) Ejemplo 2:

Escribe y balancea la siguiente ecuación de combustión del pentano

Solución

Paso 1

Escribe la ecuación no balanceada con fórmulas correctas.

C5H12 + O2 CO2 + H2O (no balanceada)

Paso 2

Balancea la ecuación aplicando los tres pasos delineados en esta sección.

2C5H12 + 16O2 10CO2 + 12H2O (balanceada)

En este caso los coeficientes utilizados para balancear dicha ecuación es de 2, 16, 10 y 12

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Plantea y resuelve las siguientes reacciones de combustión de los siguientes hidrocarburos.

Nombre

Fórmula Molecular Ecuación Balanceada

Metano CH4

Etano C2H6

Propano C3H8

Butano C4H10

Pentano C5H12

Heaxno C6H14

Heptano C7H16

Octano C8H18

Nonano C9H20

Decano C10H22

4.1.1.5 Reacciones de síntesis (combinación)

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A la producción de un solo compuesto a partir de la reacción de dos o más sustancias, se le conoce como una reacción de combinación o reacción de síntesis. Las reacciones de este tipo presenta la forma general.

A + B AB

La síntesis de amoniaco gaseoso, NH3 (g), a partir de N2 (g) es un proceso industrial importante. El amoniaco se puede utilizar en forma directa como fertilizante, o para producir otras sustancias químicas que se emplean en la fabricación de fertilizantes y explosivos, y que consume la industria.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Otra Reacción de síntesis es la de H2 (g) con O2 (g) para producir agua. La ecuación de esta reacción se balanceó en la sección 1.3.

2H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

El hidrógeno puede arder en oxígeno con una flama estable y se puede emplear como combustible, pero una mezcla de ambos gases, encendida por una chispa, reacciona con rapidez y produce una explosión. Véase el recuadro. “El hidrógeno como combustible”. Otras reacciones de síntesis son:

N2(g) + O2 (g) 2 NO (g)

monóxido de nitrógeno

El NO que producen los motores

automotrices contribuye a la contaminación

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

Dióxido de nitrógeno

El NO incoloro reacciona con facilidad con el

Oxígeno del aíre formando NO2 gaseoso de color pardo rojizo.

Ejemplo 1:

Dada la siguiente ecuación por combinación, balancearla de forma correcta.

Na(s) + Cl2 (g) → NaCl (no balanceada)

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Son las reacciones en la que unos reactivos se combinan para dar lugar a un nuevo producto. De forma genérica se pueden representar mediante:

A+B -> C


Solucion:

El análisis se podría tomar una ecuación verbal que plantea a metal + no metal se obtiene una sal que en este caso es cloruro de sodio.

Al balancear al final la ecuación queda de la siguiente forma:

2Na(s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (balanceada)

Ejemplo 2:

Dada la siguiente ecuación por combinación, balancearla de forma correcta

S (s) + O2 (g) → SO2 (g) (balanceada)

El análisis se podría tomar una ecuación verbal que plantea a no metal + oxigeno produce un oxido de no metal ya balanceada.

Completa las siguientes reacciones por combinación o síntesis.

a) K + O2 →

b) Al + Cl2 →

c) CO2 + H2O →

d) CaO + H2O →

4.1.1.6 Reacciones de descomposiciónCuando un compuesto único se descompone en dos o más sustancias más sencillas, se trata de una reacción de descomposición, como se indica con la ecuación general.

AB A+B

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La reacción de síntesis entre H2 (g) y O2 (g) con producción de agua, también libera una cantidad específica de calor. La reacción inversa, la descomposición, tendrá que absorber energía (Ver figura). Es necesario suministrar de manera continua, desde una batería u otra fuente de corriente directa (d.C.), la energía requerida para que la reacción se efectúe. El proceso se llama electrólisis (en griego, separar por electricidad). Cuando se desconecta la fuente de energía, la reacción se detiene.

d.C.

2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g)

Descomposición de óxidos metálicos

Antonie Lavoisier, químico francés, consiguió descomponer el polvo rojo-naranja de óxido mercúrico, obteniendo mercurio metálico y un gas, al que dio el nombre de oxígeno. Enfocó luz del sol a través de un lente para proveer el calor que requiere esta descomposición, y llevó a cabo la investigación en un sistema cerrado, encontrando que no había cambio de masa durante la reacción. Su trabajo ayudó a establecer a la química como ciencia experimental. La reacción es

2 HgO(s) 2 Hg (l) + O2 (g)

Ciertos óxidos de metales pesados, como HgO y PbO2, se descomponen con facilidad por calentamiento, mientras que otros óxidos metálicos, como Al2O3, presentan gran dificultad para descomponerse.

Descomposición de cloratos y nitratos

Cuando se calientan compuestos que contienen cloratos, se descomponen produciendo el cloruro metálico y oxígeno gaseoso. Los cloratos se emplean en fuegos artificiales y luces de señalización de caminos (ver figura). Se puede utilizar un catalizador como MnO2 para acelerar la reacción. El catalizador no cambia; se escribe encima de la flecha y no como reactivo o producto.

2KCIO3 2 KCI + 3 O2

Cuando se calientan los nitratos metálicos, no desprenden con facilidad todos los átomos de oxígeno del compuesto; se descomponen para dar el nitrato metálico y oxígeno gaseoso, como se muestra en el ejemplo siguiente.

Ejemplo:

- 184 -

En una reacción de descomposición, una sola sustancia se descompone o se rompe, produciendo dos o más sustancias distintas. A este tipo de reacciones se le puede considerar como el inverso de las reacciones de combinación.

http://ccbolgroup.com/clorato.html


Escribe una ecuación balanceada de la descomposición del nitrato de sodio por calentamiento.

Solución

Paso 1

Escribe una ecuación no balanceada empleando las fórmulas correctas de todas las sustancias.

NaNO3 NaNO2 + O2 (g) (no balanceada)

Paso 2

Balancea la ecuación utilizando los coeficientes apropiados. Comienza contando y comparando los átomos de oxígeno de cada lado de la ecuación. Como el NaNO3 contiene tres átomos de oxígeno y el NaNO2 contiene dos, se duplica el NaNO3, pues tiene un número impar de átomos de oxígeno. También hay que duplicar el NaNo2 para mantener el balance de átomos de Na.

2 NaNO3 2 NaNO2 +O2 (g) (balanceada)

Descomposición del peróxido de hidrógeno (agua oxigenada)

En otra reacción de descomposición que tiene un interés especial, intervienen el peróxido de hidrógeno H2O2, que se descomponen en presencia de un catalizador, produciendo oxígeno gaseoso y agua (figura 1.15). El ión yoduro, o el MnO2, catalizan esta reacción.

MnO2 o ion I-

2H2O2 2 H2O + O2 (g)

En cualquier botiquín doméstico suele haber una botella de peróxido de hidrógeno. Se puede emplear usa solución de peróxido de hidrógeno al 6% para decolorar el cabello, y se ha

utilizado una solución al 90% como fuente de oxígeno en ciertos cohetes.

- 185 -


4.1.1.7 Reacciones de metales y no metalesLos metales muy reactivos del Grupo IA de la tabla periódica, reaccionan con rapidez con el oxígeno del aire, formando óxidos metálicos, de fórmula general M2O. Estos metales se guardan bajo aceite mineral o queroseno, para impedir que reaccionen con la atmósfera o con el agua. Otros metales reaccionan con menor rapidez con el oxígeno. En seguida se ofrecen algunos ejemplos.

Metal + Oxígeno Oxigeno metálico

Ejemplos:

4 Na + O2(g) 2 Na2O(s) Rápida

2 Mg + O2(g) 2 MgO(s) El Mg arde con llama.

4 Fe + 3O2(g) 2 Fe2O3(s) Lenta, a menos que se caliente

Reacciones de los óxidos metálicos con el agua

El conjunto precedente de reacciones produjo óxidos metálicos. Los óxidos metálicos que son solubles en agua, se disuelve en ella produciendo hidróxidos metálicos que son básicos. Las soluciones básicas contiene iones OH- que pueden neutralizar los iones H+ de los ácidos, y se pueden empleare indicadores de ácido-base para detectar la presencia de bases.

Más adelante se analizarán los ácidos y las bases con mayor detalle. Para las reacciones que siguen, se partirá de los óxidos metálicos que producen las reacciones presentadas en el conjunto de ejemplos precedente.

Óxido metálico + Agua Hidróxido metálico

Na2O + H2O 2 NaOH

MgO +H2O Mg (OH)2

Reacciones de los metales con diversos agentes oxidantes

La malla de alambre fino de cobre se oxida y se pone incandescente cuando se calienta en una llama, pero también se pone incandescente cuando se calienta y se introduce en una botella con cloro gaseoso, produciendo un sólido verdoso. La ecuación es

Cu(s) + CI2 CuCI2(s)

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Al principio de esta sección, se describieron las reacciones de los metales con el oxígeno, que se clasificaron como reacciones de combinación, pero también se les puede clasificar como reacciones de óxido-reducción. Durante la reacción con el oxígeno, y también con el cloro, el átomo metálico neutro pierde electrones, cuando el no metal lo “oxida” y se convierte en un ion metálico con carga positiva. En la ecuación general.

M→M n++ne− (En la oxidación se pierden electrones.)

M representa el metal y n la carga iónica y también el número de electrones que se pierden. Un metal siempre pierde electrones durante la oxidación, a la que acompaña una reducción, una ganancia de electrones, por parte de otra sustancia química llamada agente oxidante.

En los primeros ejemplos, el oxígeno era el agente oxidante, lo que permite comprender por qué el proceso se llama oxidación, pero el cloro también puede hacer que el cobre pierda electrones (se oxide). Así pues, el cloro es también un agente oxidante. Cualquier sustancia que haga que el metal pierda electrones, puede ser un agente oxidante. La sustancia que pierde electrones es el agente reductor, y se oxida. Algunos buenos ejemplos de oxidación espontánea (donde la reacción ocurre sin la adición de calor) son los siguientes.

2Sb+3Cl 2→2SbCl32 Al+3 I 2→2 AlI 3

Los no metales (cloro y yodo) cambian de elementos neutrones a iones negativos, lo que implica una ganancia de electrones, de modo que se reducen. Por ejemplo,

3 CI2 + 6 e- 6 CI-

El no metal (representado por X) se reduce al ganar electrones. En seguida se muestra una ecuación general para la reducción.

X + n e- Xn- (En la reducción, se ganan electrones.)

Se podría describir al no metal como un atrapado de electrones. Cuando se reduce el no metal, actúa como un agente oxidante para el metal. Con el propósito de resumir lo que está ocurriendo, los agentes oxidantes y reductores aparecen rotulados en la siguiente ecuación.

Agente reductor Agente oxidante

2 Al(s) + 3 I2 2 AII3

Pierde electrones gana electrones

y se oxida y se reduce

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Reacciones de sustitución única de los metales

Cuando se sumerge un alambre de cobre en una solución de nitrato de plata, tiene lugar una reacción química. Se forman cristales brillantes de plata, parecidos a agujas, en el alambre de cobre, como se

aprecia en la figura. La reacción es

Cu(s )+2 AgNO3( ac )→Cu(NO3 )2 (ac )+2 Ag (s ) (Balanceada)

En esta reacción, el cobre se oxida a iones Cu2+ y ha desplazado a los iones Ag+ del AgNO3. Los iones Ag+ se reducen a plata metálica. Las reacciones como ésta se ajustan a la forma de la ecuación de sustitución única,

A+BC→ AC+B

Ya se ha visto que los metales alcalinos son bastante reactivos, pero un vistazo a la tabla periódica nos revela cuáles metales desplazan a otros. La siguiente tabla presenta la serie de actividad de algunos de los metales más comunes, en orden de reactividad decreciente, con el mental más reactivo colocado al principio de la lista.

Los metales más reactivos, que son los alcalinos (Grupo lA), desplazan con facilidad al hidrógeno del agua fría, produciendo el hidrógeno metálico e hidrógeno gaseoso (figura 1.17). Estas reacciones son muy rápidas, no obstante que el agua tiene fuertes enlaces covalentes que es preciso rompe. Dos metales alcalinotérreos, el calcio y el bario, reaccionan con el agua a una velocidad moderada, pero es necesario que el agua se encuentre en forma de vapor para que reacciones con el magnesio.

En seguida se ofrecen algunos ejemplos.

Metal activo + Agua Hidrógeno metálico + Hidrógeno gaseoso

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 g)

Ca + 2 H2O Ca (OH)2 + H2 (g)

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Tabla: Una serie de actividad de los metales

Formula reducida

(átomo metálico)

Forma oxidante

(ion metálico)

Átomo metálico Oxidación Ion metálico + ne-

Átomo metálico reducción Ion metálico + ne-

Li Li+ + e- Reacción con

K K+ + e- agua fría, vapor

Ca Ca2+ + 2 e- O ácidos liberando

Na Na+ +e- hidrógeno gaseoso

Mg Mg2+ + 2 e- Reaccionan

Al Al3+ + 3 e- con vapor

Zn Zn2+ + 2 e- O ácidos

Cr Cr3+ + 3 e- Liberando

Fe Fe2+ + 2 e- hidrógeno gaseoso

Cd Cd2+ + 2 e- Reaccionan con los

Ni Ni2+ + 2 e- Ácidos

Sn Sn2+ + 2 e- Liberando

Pb Pb2+ + 2 e- Hidrógeno gaseoso

H2 2H+ + 2 e-

Cu Cu2+ + 2 e- No reaccionan

Ag Ag+ + e- con los ácidos

Hg Hg2+ + 2 e- Liberando

Au Au3+ + 2 e- Hidrógeno gaseoso

Ejemplos:

1. Escribe una ecuación de la reacción del potasio con el agua.

Solución

Paso 1

Escribe una ecuación no balanceada con las fórmulas correctas de todas las sustancias.

K + H2O KOH + H2 (g) (no balanceada)

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Paso 2

Cuenta todos los átomos para comprobar el resultado.

2 K + 2 H2O 2 KOH + H2 (g) (balanceada)

Los metales más reactivos desplazan con facilidad el H2(g) del agua fría o los ácidos. El siguiente grupo de metales de la serie de actividad puede desplazar al H2(g) del vapor o de ácidos. Siguen después en la serie metales como el níquel, que desplazan al hidrógeno de los ácidos, pero no del vapor ni del agua fría. La plata, y los otros metales que aparecen abajo del hidrógeno en la lista, no lo desplazan, incluso en los ácidos.

La razón de estas diferencias de reactividad se relaciona con la tendencia a ceder electrones para forma iones. Los metales que están más arriba en la serie de actividad, ceden electrones (se oxidan) con más facilidad que los metales que aparecen más abajo en la misma serie. Es necesario aprender a utilizar esta serie de actividad, para predecir qué metales van a reaccionar con los ácidos y con otros compuestos.

2. ¿Reacciona el magnesio con el ácido clorhídrico (HCI)?. Si es así, describe una ecuación balanceada que representa la reacción

Solución

Paso 1

Consulta la serie de actividad para ver si el Mg metálico es más reactivo que los iones H + del ácido. Si lo es, de modo que se puede escribir la ecuación no balanceada.

Mg + HCI (ac) MgCI2 + H2 (g) (no balanceada)

Paso 2

Balancea la ecuación utilizando el conjunto más pequeño de coeficientes enteros.

Mg + 2 HCI (ac) MgCI2 (ac) + H2 (g) (balanceada)

3. ¿Reaccionará la plata metálica con una solución que contenga iones Zn 2+? Si es así, escribe una ecuación balanceada que representa la reacción.

Solución

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Consulta la serie de actividad para saber si Ag metálica es más reactiva (está más arriba en la lista) que los iones Zn2+. No es así, por lo que no se puede esperar que reaccione.

Como no hay una reacción, hay que escribir

Ag(s) + Zn2+ (ac) No hay reacción

Resuelve el siguiente eejrcicio de reacción de metales.

¿Reaccionan el mercurio o el cloro con un ácido? (escriba los argumentos que respalden du respuesta)

Reacciones de no metales

Los no metales arden en el aire formando óxidos no metálicos. Por ejemplo, el azufre de color amarillo, se quema en oxígeno gaseoso con una llama azul pálida y produce dióxido de azufre, un gas irritante e incoloro (ver figura). El azufre tiene la fórmula S8 porque los átomos de azufre forman anillos de ocho miembros.

S8 (s )+8O2→8SO2 (g )

La combustión del fósforo, P4, produce decaóxido de tetrafósforo, P4O10, también llamado penta óxido de difósforo porque su fórmula más sencilla es P2O5.

P4(s) + 5 O2 (g) P4O10(s)

El cloro y el bromo también pueden oxidar al fósforo produciendo halógenos como PCI5 y PBr3.

Reacciones de los óxido no metálicos con el agua.

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Los óxidos no metálicos reaccionan con el agua produciendo ácidos. Algunos ejemplos de éstos son

SO2 + H2O H2SO3

Ácido sulfuroso

SO3 + H2O H2SO4

Ácido sulfúrico

CO2 + H2O H2CO3

Ácido carbónico

Ejemplo:

Escribe una ecuación balanceada de la reacción del P4O10 con el agua, que produce ácido fosfórico,

H3PO4.

Solución

Paso 1

Escribe la ecuación no balanceada con las fórmulas correctas de todas las sustancias.

P4O10+H2O→H 3PO4 (No balanceada)

Paso 2

Balancear la ecuación con los pasos ya descritos en los ejemplos anteriores.

P4O10+6H2O→4H3PO 4 (Balanceada)

Reacciones de sustitución única de los no metales

Ciertos halógenos son más reactivos que otros. Los que son más activos, reacciones con los compuestos que contienen iones de halógenos menos activos. En estas reacciones, el halógeno activo (como elemento) es el agente oxidante y se reduce durante el proceso.

El orden de reactividad es el siguiente, con el halógeno más reactivo en el primer lugar de la serie: F 2, CI2, Br2, e I2. Este orden coincide con el que presentan los halógenos de arriba hacia abajo en la tabla periódica, con el flúor, el más electronegativo y más no metálico. Compare con lo que sigue.

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Cl2(g) + 2HI (g) I2 (s) + HCl

Verdoso incoloro púrpura incoloro

Cl2(g) + NaF (ac) No hay reacción

Se puede apreciar que el cloro desplaza a los iones yodo (I), pero no a los iones fluoruro (F). Ahora estudia el ejemplo que sigue.

Ejemplo:

Escribe una ecuación balanceada de lo que se podría esperar cuando el bromo, un líquido rojo, se mezcla con una solución incolora de NaCI.

Solución

Paso 1

Consulta la tabla periódica y compara las posiciones que ocupan el bromo y el cloro. El bromo aparece abajo del cloro, de modo que es de esperar que reemplace a los iones yoduro pero no a los iones fluoruro o cloruro.

Paso 2 Escribe tu predicción.

Br2 + NaCI (ac) No hay reacción

Resuelve el siguiente ejercicio de reacciones de no metales.

Qué sucede cuando se mezcla bromo con una solución de yoduro de sodio. Escribe una ecuación balanceada

4.1.1.8 Reacciones de doble sustituciónLas reacciones de doble sustitución adoptan la forma

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AB+CD→AD+CB

En otras palabras, los iones de los compuestos AB y CD intercambian compañero. Este tipo de reacción ocurre en solución acuosa. Cuando uno de los productos es:

1. Un sólido insoluble o casi insoluble, llamado precipitado.

2. Un compuesto covalente, incluso el agua y los gases comunes.

La fuerza que impulsa a estas reacciones y a muchas otras, es la formación de un producto estable.

Formación de un gas.

Al calentar ácido sulfúrico, H2SO4, con sulfuro de hidrógeno, se libera sulfuro de hidrógeno, H2S, un gas acre con olor a huevos podridos. La ecuación que describe la reacción es

H2SO4 + Na2S H2S (g) + NA2SO4

La fuerza que impulsa a esta reacción, es la formación de sulfuro de hidrógeno gaseoso. El cloruro de hidrógeno gaseoso se prepara en forma comercial, y también en el laboratorio, mediante la reacción del ácido sulfúrico concentrado con el cloruro de sodio, como sigue.

H2SO4 + NaCI HCI (g) + NaHSO4

El HCI gaseoso se puede disolver en agua para obtener ácido clorhídrico. También se produce el tóxico cianuro de hidrógeno gaseoso, HCN (g), cuando los ácidos reaccionan con los cianuros.

HCI (ac) + NaCN HCN (g) + NaCI

Reacciones de precipitación

Al mezclar una solución acuosa (en agua) de nitrato de plomo incoloro, con una solución incolora de yoduro de potasio, se obtiene un producto turbio de color amarillo brillante que, al reposar, se asienta en el fondo de matraz (ver figura). A este producto insoluble se le llama

precipitado (se abrevia pp).

Pb(NO3 )2( ac )+2KI (ac )→PbI 2 (s )+2KNO3(ac )

Durante la reacción, los iones Pb2+ del Pb(NO3)2 (ac) y los iones I−

del KI(ac) forman el precipitado del PbI2(s). Los iones han intercambiado compañero.

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La tabla a continuación presenta diversas reglas generales de solubilidad, como ayuda para decidir si alguno de los productos es un precipitado. Las siguientes reacciones de metátesis ilustran la formación de precipitados.

NaCI(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + AgCI(s)

K2SO4(ac) + BaCI2(ac) 2 KCI(ac) + BaSO4(s)

3 KOH(ac) + FeCI3(ac) 3 KCI(ac) + Fe(OH)3(s)

Tabla : Reglas de solubilidad para compuestos iónicos*

1. Los compuestos de metales alcalinos, los nitratos y los compuestos de amonio, son solubles.

2. Los hidróxidos de metales alcalino y de ciertos metales alcalinotérreos (Ca2+, Sr2+ y Ba2+, son solubles. Todos los demás hidróxidos son insolubles.

3. Todos los cloruros son solubles, excepto AGCI, PbCI2 y HgCI2.

4. Casi todos los sulfatos son solubles; son excepciones BaSO4 y CaSO4.

5. La mayor parte de los fosfatos, carbonatos, cromatos y sulfuros, son insolubles, excepto los de los metales alcalinos.

* Los términos insolubles y ligeramente solubles se emplean de manera indistinta; sólo se disuelven en agua cantidades extremadamente pequeñas. En el caso de las sustancias que son solubles, es posible preparar soluciones de concentración 0.10 M o mayor

Ejemplo:

Escribe una ecuación balanceada, que representa la reacción entre soluciones acuosas de cromato de potasio y nitrato de plata, con formación de un precipitado.

Solución

Paso 1

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Escribe la ecuación balanceada con las fórmulas correctas de todas las sustancias.

K2CrO4(ac) + AgNo3(ac) KNO3 + Ag2CrO4 (no balanceada)

Para decidir cuál de los dos productos es el responsable de la formación del precipitado, hay que emplear un procedimiento de eliminación. Como el primer producto que aparece es un nitrato, y se sabe que todos los nitratos son solubles, el KNO3 no puede ser el precipitado. Por tanto, el precipitado que se forma tiene que ser el otro producto, Ag2CrO4, que debes identificar en la ecuación con una (s).

Paso 2 Balancea la ecuación utilizando el conjunto más pequeño de coeficientes enteros.

K2CrO4 (ac) + 2 AgNO3 (ac) 2 KNO3 (ac) + Ag2CrO4(s) (balanceada)

4.1.1.9 Ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netasEs una típica ecuación química estándar. También muestra que el cromato de plata sólido se produce en forma de precipitado. Para las reacciones que ocurren en solución acuosa, se puede mostrar con facilidad más información. La solución original de cromato de potasio contiene iones potasio, K+, y iones cromato CrO4

2-, disueltos en agua, y que se mueven con libertad en ella.

En forma similar, los iones plata, Ag+, y los iones nitrato, NO3-, están disueltos también en agua y se

mueven de manera libre e independiente. De hecho, el único componente para el que no es válido, es el Ag2CrO4(s), que es un precipitado. Se puede escribir una ecuación iónica que muestra todos los iones disueltos escritos por separado.

2K+ (ac )+CrO42−(ac )+2 Ag+ (ac )+2NO3

−( ac )→2K+ (ac )+2NO3−+2NO 3

−(ac )+Ag2CrO4( s )

Para mantener balanceada la ecuación, cada uno de los iones se multiplica por el mismo coeficiente que interviene en la ecuación balanceada estándar que se presentó antes. Observa que el cromato de potasio da al disolverse dos iones K+ individuales, que se representan como 2 K+, no como K2

+. Conviene estudiar esta ecuación iónica como modelo de otras.

Una ecuación iónica muestra con mayor exactitud lo que ocurre durante una reacción, pero la escritura de este tipo de ecuación tiene una desventaja, pues es un poco larga y parece complicada. Sin embargo, si se examina esta ecuación iónica, podremos observar dos iones K+ y dos iones NO3

+ como reactivos y como productos. Estos iones que parecen “estar ahí” para “observar” cómo se efectúa la reacción, se

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conocen como iones espectadores. La reacción tiene lugar porque los iones plata reaccionan con los iones cromato, formando cromato de plata, un precipitado, de modo que estos iones quedan fuera de la solución.

Ejemplo:

Rescribe esta ecuación como iónica y después como ecuación iónica neta.

3 NaOH (ac) + FeCI3 (ac) 3 NaCI (ac) + Fe(OH)3(s)

Solución

La ecuación iónica deberá mostrar todos los iones disueltos escritos por separado.

3Na+(ac) + 3OH-(ac) + Fe3+(ac) + 3CI-(ac) 3Na+(ac) + 3CI-(ac) + Fe(OH)3(s).

La siguiente ecuación iónica neta no muestra los iones espectadores.

3 OH-(ac) + Fe3+(ac) Fe(OH)3(s)

Neutralización: Una reacción de doble sustitución

Un ácido (que contiene iones H+) neutralizan a una base (que contiene iones OH -) produciendo agua y una sal. La sal contiene el catión de la base y el anión del ácido. A continuación se muestra la ecuación general y un ejemplo específico.

Ácido + Base Agua + Sal

Ejemplo: HCI (ac) + NaOH (ac) H2O (l) + NaCI (ac)

La fuerza que impulsa a esta neutralización, es la reacción de los iones H+ con los iones OH-, para formar moléculas covalentes de agua.

En la sección precedente se describieron las ecuaciones iónicas. En seguida se presenta una ecuación iónica que representa la neutralización del ácido clorhídrico, por el hidróxido de sodio.

H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH-(ac) H2O(1) + Na+(ac) + CI-(ac)

Si se omiten los iones espectadores Na+ y CI-, tendremos la ecuación iónica neta

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H+ (ac) + OH-(ac) H2O(l)

Todas las reacciones de neutralización ácido-base presentan esta misma ecuación iónica neta. Se incluye aquí una reacción ácido-base adicional. El capítulo 6 ofrece más información acerca de los ácidos y las bases.

H2SO4 (ac) + Ca (OH) 2(ac) 2 H2O + CaSO4(s)

Reacciones diversas: Compuestos de calcio

Los carbonatos producen dióxido de carbono gaseoso cuando reaccionan con un ácido o cuando se calientan mucho, como se aprecia en estas reacciones del carbonato de calcio

CaCO3.

CaCO3(s) + 2 HCI (ac) CO2 (g) + H2O (1) + CaCI2 (ac)

CaCO3(s) CO 2(g) + CaO(s)

Carbonato de calcio Óxido de calcio

(Piedra caliza) (Cal viva)

El hidrógeno de calcio, Ca(OH)2 (llamado cal o cal apagada), se prepara agregando cal viva, CaO, sobre agua. La ecuación libera una cantidad considerable de calor.

CaO(s) + H2O Ca(OH)2(s)

El hidrogeno de calcio se utiliza mucho para neutralizar los ácidos que quedan como residuo de diferentes procesos de manufactura. El óxido de calcio también se emplea en el control de contaminación, para absorber el dióxido de azufre gaseoso, SO2, o trióxido de azufre gaseoso, SO3, que producen las plantas de energía eléctrica que queman hulla.

CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s)

Hay muchas reacciones “diversas”. Aquí sólo se han descrito reacciones de compuestos de calcio, elegidos en razón de su fuente natural común, sus usos comerciales y su importancia en el control de la contaminación. Las reacciones químicas importantes están por todas partes, en la naturaleza, la industria y el hogar, no obstante que a menudo puedan pasar inadvertidas.

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Resuelve los siguientes ejercicios de balanceo y clasificación de reacciones químicas.

1. Balancear las siguientes ecuaciones químicas y colocar a la par de cada una a que tipo de reacción corresponde.

a) CS2 + O2 → CO2 + SO2

b) Sb2S3 + HCl → HSbCl4 + HSbCl4 + H2S

c) P + SO2 + Cl2 → OSCl2 + OPCl3

d) V(OH)4Cl + FeCl2 + HCl → VOCl2 + FeCl3 + H2O

e) Cu(NH3)4Cl2 + KCN + H2O → NH3 + NH4Cl + K2Cu(CN)3 + KCNO + KCl

2. Clasifique las siguientes reacciones de acuerdo con su respectivo mecanismo de reacción

a) CaO + SIO2 → CaSiO3

b) PCl5 → PCl3 + Cl2

c) C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2Od) Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2

e) PbCl2 + Li2SO4 → PbSO4 + 2LiCl

Indicador 4.1.2 Resolverás problemas relacionados con aplicaciones a partir de ecuaciones químicas

4.1.2 Estequiometria El término estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de otros reactivos y productos. Estas cantidades pueden darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros).

Por ejemplo, se puede hacer uso de cálculos estequiométricos para calcular qué cantidad de oxígeno se requiere para quemar una cantidad específica de alcohol etílico. Por cierto que el número de moles (o el número de gramos) de oxígeno gaseoso necesarios para quemas la muestra de alcohol es el mismo ya sea que éste se queme en una llama abierta, en un motor o en el interior de las células del cuerpo humano; es decir la estequiometría es la misma.

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4.1.2.1 Relaciones molares a partir de ecuaciones químicas

En el tema de reacciones químicas se expuso que los coeficientes numéricos de una ecuación química balanceada indican las proporciones más simples de números enteros de los moles de cada sustancia química que intervienen en la reacción. Por ejemplo, considera la ecuación balaceada de la reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos que produce amoniaco gaseoso.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g)

Los coeficientes numéricos que se utilizan para balancear la ecuación indican que 1 mol de nitrógeno gaseoso reacciona con 3 moles de hidrógeno gaseoso y produce 2 moles de amoniaco. Con estos coeficientes numéricos se puede escribir una relación molar para cualquiera de dos sustancias de las que están presentes en ecuación. Como hay tres sustancias químicas distintas que participan en la ecuación es posible escribir tres pares de relaciones molares. El siguiente par indica la relación entre los dos reactivos, nitrógeno e hidrógeno gaseoso.

1 mol N2

3 mol H2 o

3mol H2

1mol N2

Las relaciones molares para el nitrógeno gaseoso (un reactivo) y el amoniaco gaseoso (el único producto de la reacción) se escribe como sigue.

1 mol N2 o 2 mol NH3

2 mol NH3 1 mol N2

De manera similar:

3 mol H2 o2 mol NH3

2 mol NH3 3 mol H2

Se puede utilizar los coeficientes numéricos de cualquier ecuación balanceada para escribir las relaciones molares de cada par de las sustancias químicas participantes. Más adelante se mostrará cómo se emplean estas relaciones molares como factores de conversión para establecer las cantidades de las sustancias que reaccionan.

Ejemplo:

Escribe las relaciones molares de cada par de sustancias químicas que participan en la ecuación balanceada de la combustión del alcohol etílico, C2H3OH.

C2H5OH + 6O2 2CO2 + 3 H2 O

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Solución

Como son cuatro las sustancias químicas diferentes que intervienen la ecuación, hay seis pares de relaciones molares, lo que da un total de doce relaciones, como sigue.

C2H5OH y O2: 1 mol C2H5OH o

6mol O2 .

6 mol O2 1 mol C2H5OH

C2H5OH y CO2:1 mol C2H5OH

o2 mol CO2

2 mol CO2 1 mol C2H5OH

C2H5OH y H2O: 1 mol C2H5OH o

3 mol H2O3 mol H2O 1 mol C2H5OH

O2 y CO2: 6 mol O2 o2 mol CO2

2 mol CO2 6 mol O

O2 y H2O: 6 mol O2 o3 mol H2O

3 mol H2O 6 mol O2

CO2 y H2O: 2 mol CO2 o3 mol H2O

3 mol H2O 2 mol CO2

A continuación se te presenta algunas reacciones o ecuaciones químicas, determina todas las relaciones molares entre los reactivos y productos.

1. CaO + SIO2 → CaSiO3

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2. PCl5 → PCl3 + Cl2

3. C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

4. Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2

5. PbCl2 + Li2SO4 → PbSO4 + 2LiCl

6. Para la siguiente ecuación química Al2 (SO4)3 + 3Ba (NO3)2 →3 BaSO4 + 2 Al (NO3)3

Indica la relación molar necesaria para convertir

a. de moles de Al2 (SO4)3 a moles de BaSO4

b. de moles de BaSO4 a moles de Al2 (SO4)3. c. de moles de Ba (NO3)2 a moles de Al (NO3)3.d. de moles de de Ba(NO3)2 a moles de Al2(SO4)3

7. Para la siguiente ecuación química 3NO2 (g) + H2O (I)→2HNO3 (ac) + NO (g)

Indica la relación molar necesaria para convertir

a. de moles de NO2 a moles de HNO3.b. de moles de NO2 a moles de NO.c. de moles de HNO3 a moles de H2O.d. de moles de NO a moles de HNO3.

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4.1.2.2. Cálculos de mol a mol Cuando se conoce la ecuación química y también el número de moles de uno cualquiera de los reactivos o productos, se puede establecer el número proporcional de moles de cualquier otro reactivo o producto empleando la relación molar apropiada. Como ejemplo se usará de nuevo la reacción para producir amoniaco.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Si se supone que se tiene un suministro suficiente de nitrógeno, se puede calcular con facilidad cuántas moles de amoniaco gaseoso, NH3(g), es posible producir a partir de 10.8 mol de hidrógeno gaseoso. Examina la siguiente secuencia de pasos que se emplea en este tipo de cálculo.

1. Obtener una ecuación química balanceada. (Está disponible)2. Anotar la cantidad conocida de una sustancia química (expresada en este caso en moles) como

punto de partida. Puede ser cualquier reactivo o producto de la reacción. (Para este problema se dan 10.8 mol de hidrógeno gaseoso como punto de partida)

3. Anotar también la relación molar apropiada con base en la ecuación química balanceada. Esta relación molar deberá hallarse en la forma siguiente.

Moles de la sustancia deseada Moles de la sustancia de partida

Para este problema se parte de los moles de H2 para establecer los moles de NH3. Con base en la ecuación, la conversión es 3 H2(g) →2NH3(g). En consecuencia, la relación molar apropiada se escribe:

2 mol NH3 3 mol H2

4. Multiplicar el número conocido de moles de la sustancia química de partida (paso 2) por la relación molar apropiada (paso 3) para obtener los moles de la sustancia química deseada.

Moles de la sustancia deseada .Moles conocidos de la sustancia de partida X

Moles de la sustancia de partida

Para este problema, la conversión se escribe

10.8 mol H2 X 2 mol NH3 = 7.20 mol NH3 (respuesta) 3 mol H2

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Observa que los moles de la sustancia química de partida se cancelan, dando 7.20 mol de NH3 en este problema, se hizo en realidad una conversión entre los moles de una sustancia dada, a los que se podría llamar “moles de A”, y los moles de la sustancia que se desea, que podrían llamarse “moles de B”, con la ayuda de la relación molar como factor de conversión se puede representar como sigue.

Moles de A Moles de B

Ejemplo 1:

Establecer el número de moles de oxígeno gaseoso necesarios para quemar 1.20 mol de alcohol etílico, C2H5OH. La ecuación química balanceada es la siguiente.

C2H5OH + 3 O2 (g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

Solución

Este problema se apega a la forma


Paso 1

Obtener una ecuación química balanceada

Paso 2

Anotar la cantidad conocida de una sustancia química. Para este problema se tiene 1.20 mol de C 2H5OH como punto de partida.

Paso 3

Anotar también la relación molar apropiada con la base en la ecuación química. Esta relación molar deberá tener la forma

Moles de la sustancia deseadaMoles de la sustancia de partida

Con base en la ecuación, la conversión moles de A→moles de B es

1 mol C2H5OH 3 mol O2

Así pues, la relación molar apropiada se escribe

. 3 moles. O2

1 mol C2H5OHPaso 4

Multiplica el número conocido de moles de la sustancia química de partida (paso 2) por la relación molar apropiada (paso 3) para obtener los moles de la sustancia química deseada.

1.20 mol C2H5OH x 3 mol O2 = 3.60 mol O2 (respuesta) 1 mol C2H5OH

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Ejemplo 2:

¿Cuántos moles de dióxido de carbono se producirán en la oxidación completa de 2.0 mol de glucosa (C6H12O6) según la siguiente reacción?

C6H2O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

1 mol 6 mol 6 mol 6 mol

Solución

Este problema se apega a la forma


Paso 1

Obtener una ecuación química balanceada

Paso 2

Anotar la cantidad conocida de una sustancia química. Para este problema se tiene 2.0 mol de C6H2O6

como punto de partida.

Paso 3

Anotar también la relación molar apropiada con la base en la ecuación química. Esta relación molar deberá tener la forma

Moles de la sustancia deseadaMoles de la sustancia de partida

Con base en la ecuación, la conversión moles de A→moles de B es

1 mol C6H2O6 6 mol CO2

Así pues, la relación molar apropiada se escribe

6 moles. CO2

1 mol C6H2O6

Paso 4

Multiplica el número conocido de moles de la sustancia química de partida (paso 2) por la relación molar apropiada (paso 3) para obtener los moles de la sustancia química deseada.

2.0 mol C6H2O6 x 6 mol CO2 = 12 mol CO2 (respuesta)

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1 mol C2H5OH

Resuelve los siguientes ejercicios relacionados a los cálculos de mol a mol que correspondan.

1. Para la siguiente ecuación química Al2 (SO4)3 + 3Ba (NO3)2 →3 BaSO4 + 2 Al (NO3)3

Calcula el número de a. moles de BaSO4 que es posible preparar a partir de 0.225 mol de Al2 (SO4)3.

b. moles de de Al2 (SO4)3 necesarios para preparar 3.30 mol de BaSO4.

c. moles de Al (NO3)3 que ese posible preparar a partir de 0.750 mol de Ba(NO3)2.

d. moles de Al2 (SO4)3 necesarios para que reaccionen 9.33 mol de Ba(NO3)2.

2. Para la siguiente ecuación química 3NO2 (g) + H2O (I)→2HNO3 (ac) + NO (g)

Calcula el número de

a. moles de HNO3 que es posible producir a partir de 63.3 mol de NO2

b. moles de NO que es posible producir a partir de 12.3 mol de NO2.

c. moles de agua que son necesarios para producir 6.44 mol de HNO3.

d. moles de HNO3 que pueden formarse a la par con 6.25 mol de NO.

4.1.2.3 Cálculos estequiometricos mol- masa

Se pueden efectuar los cálculos estequiométricos con cantidades de sustancias que reaccionan y productos de reacción en términos de moles, pero las cantidades de sustancias químicas se expresan a menudo como masa (en gramos o kilogramos).

Para efectuar esta serie de conversiones, se convierte primero la masa de una sustancia, “gramos de A”, a “moles de A” empleando la masa molar (gramos por mol) de la sustancia A. En seguida se utiliza una relación molar para convertir los “moles de A” a moles de B”. Es posible convertir los moles de la

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segunda sustancia, “moles de B”, de nuevo a “gramos de B” empleando la masa molar de la sustancia B. Esta serie de conversiones se puede representar como sigue.

Gramos de A Moles de A Moles de B Gramos de B

En la siguiente figura se puede ver un diagrama del tipo “mapa de caminos” que muestra la serie de conversiones que hay que hacer también los factores de conversión necesarios para efectuar estos

cálculos estequiométricos

La secuencia de conversión de “gramos de A” a “gramos de B” se puede completar siguiendo hasta el fin esta serie de pasos.

1. Obtener una ecuación química balanceada.

2. Anotar la cantidad conocida de una sustancia, marcada como “gramos de A” como punto de partida. (Puede ser cualquier reactivo o producto de la reacción.)

3. Convertir los “gramos de A” a “moles de A” utilizando la masa molar de A como factor de conversión.

4. Convertir los “moles de A” a “moles de B” usando la relación molar (molBmolA )

con base en la ecuación química balaceada.

5. Convertir los “moles de B” a “gramos de B” empleando la masa molar B como factor de conversión.

En un problema representativo de este tipo las conversiones adoptan la forma

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Gramos de A xMoles de A x Moles de B x Gramos de B x

= gramos de BGramos de A Moles de A Moles de B

La masa molar queda invertida y convierte los gramos de A a moles de A

La relación molar convierte moles de A a moles de B

La masa molar de B convierte los moles de B a gramos de B

El ejemplo 2.3 ilustra el uso de esta serie de pasos para resolver cálculos estequiométricos que impliquen conversiones de “gramos de A” a “gramos de B”.

EJEMPLO:

Calcula cuántos gramos de oxígeno gaseoso se requieren para quemar 10.0 g de alcohol etílico, C 2H5OH. La ecuación balanceada es la siguiente.

C2H5OH + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

Solución

Este problema toma la forma

Plan: Gramos de A Moles de A Moles de B Gramos de B

(Alcohol) (Oxígeno)

Paso 1 Obtener una ecuación química balaceada. (Está disponible.)

Paso 2 Anotar la cantidad conocida de una sustancia química, marcada como “gramos de A”, como punto de partida. (Para este problema se dan 10.0 g de C2H5OH como punto de partida.)

Paso 3 Plantear la conversión de “gramos de A” a “moles de A” utilizando la masa molecular de A como factor de conversión.

Paso 4 Plantear la conversión de “moles de A” a “moles de B” usando la relación molar (mol B/mol A) obtenida de la ecuación química balanceada.

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Paso 5 Para convertir los “moles de B” a “gramos de B” emplear la masa molar de B (el oxígeno) como factor de conversión. En seguida, completar los cálculos matemáticos con una calculadora.

En conclusión, son necesarios 20.9g de oxígeno gaseoso para quemar por completo 10.0g de alcohol etílico. También se podría establecer los gramos de CO2 y H2O que se producen.

Ejemplo 2:

Calcula el número de gramos de sulfuro de plomo (II), PbS, que pueden oxidar 5.22 mol de oxígeno gaseoso de acuerdo con la siguiente ecuación.

2 PbS + 2 O2 (g) 2PbO+ SO2 (g)

La galena es el mineral de plomo más importante y es básicamente PbS. Este compuesto se convierte en PbS, que se coloca en un alto horno y se reduce a plomo metálico, Pb.

Solución

Este problema adopta la forma

Plan: Moles de A Moles de B Gramos de B

(Oxígeno) (PbS) (PbS)

Paso 1 Obtener una ecuación química balanceada. (Esta disponible.)

Paso 2 Anotar la cantidad conocida de una sustancia marcada como “moles de A” como punto de partida. (Para este problema se tienen 5.22 mol de oxígeno como punto de partida.)

Paso 3 Plantear la conversión e “moles de A” a “moles de B” utilizando la relación molar (mol B/mol A) derivada de la ecuación química balanceada.

5 .22molO2×2molPbS

2molO2

(Incompleta)

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Paso 4 Convertir los “moles de B” a “gramos de B” (PbS en este problema) usando la masa molar de B como factor de conversión. En seguida, completar los cálculos matemáticos con una calculadora

5 .22molO2×

2molPbS

2molO2

×239 gPbS1molPbS

=1 ,247 .58gPbS (Respuesta)

Con base en la ecuación química dada, es posible oxidar 1247.58g de PbS con 5.22 mol de O2.

A continuación se presenta una serie de ejercicios de aplicación de cálculos estequiometricos de masa a mol, resuélvelos en forma correcta.

. Para la reacción de neutralización ácido-base que aquí se representa

2 HCI (ac) + Ca (OH)2 →2 H2O + CaCI2 (ac)

y 0.684 mol de HCI(ac),

Calcular

a. la cantidad máxima en gramos de Ca (OH)2 que se consume durante la reacción.

b. la cantidad máxima en gramos de de agua que puede formarse.

c. la cantidad máxima en gramos de CaCI2 que puede formarse.

d. la cantidad en gramos de HCI que se consume durante la reacción.

e. los gramos totales de reactivos y los gramos totales de productos. Comenta los resultados.

4.1.2.4 Calculos estequiometricos con soluciones molares Ya se ha demostrado que es posible efectuar con rapidez los cálculos estequiométricos de cantidades que reaccionan cuando todas las cantidades se expresan en moles. También se puede realizar cálculos estequiométricos cuando las cantidades químicas se expresan en gramos, pero se requieren pasos adicionales.

En el caso de muchas reacciones químicas, una o ambas sustancias reaccionan se hallan disueltas en agua (en especial los ácidos), las bases y las sales solubles en agua) formando una solución acuosa (en agua). En esta sección se describirán cálculos estequiométricos con soluciones acuosas. Se puede calcular el número de moles de la sustancia disuelta cuando se conoce la concentración de la solución en términos de molaridad (M, en moles por litro) y se conoce también su volumen. En los cálculos que

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siguen se conocen el volumen y la molaridad de una solución, es preciso calcular la cantidad de una segunda sustancia química en gramos. La secuencia de conversión es ahora.

Volumen de A molaridad de A Moles de A Moles de B Gramos de B

(Solución)

Por otra parte, si se conoce la masa de una sustancia (“gramos de A”) y es preciso calcular el volumen de una segunda solución (de molaridad conocida), la secuencia de conversión será en este caso.

Gramos de A Moles de A Moles de B Molaridad Volumen de B

La anterior gráfica muestra un mapa de caminos ampliado de conversiones estequiométricas con cantidades de solución mediadas por volumen y concentraciones en molaridad. En el ejemplo se efectúa cálculos de este tipo.

Ejemplo:

Calcula cuántos mililitros de ácido clorhídrico, HCI (ac), 0.125M son necesarios para que reaccionen por completo 0.500g de CaCO3 que contiene una tableta antiácida, de acuerdo con la siguiente ecuación química.

2 HCI + CaCO3 CaCI2 + H2O + CO2 (g)

Solución

Como la cantidad química conocida se da en gramos y es preciso calcular el volumen de solución (de molaridad conocida) de otra sustancia, se usará la siguiente secuencia de conversión.

Molaridad de B

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Plan: Gramos de A Moles de A Moles de B Volumen de B

Paso 1 Obtener una ecuación química balanceada. (Está disponible.)

Paso 2 Anotar la cantidad conocida de una sustancia marcada como “gramos de A” como punto de partida. (Para este problema se tiene 0.500g de CaCO3 como punto de partida.)

Paso 3 Plantear la conversión de “gramos de A” a “moles de A” utilizando la masa molar de A como factor de conversión.

Paso 4 Plantear la conversión de “moles de A” a “moles de B” usando la relación molar (mol B/mol A) derivada de la ecuación química balanceada.

Paso 5 En este problema, hay que convertir los “moles de B” a un volumen de solución, “volumen de B”. Para ello se utiliza la molaridad de la solución (0.125M, que significa 0.125 mol/L), pero en su forma invertida, 1 L/0. 125 mol HCI, para que los términos se cancelen. En seguida, hay que completar los cálculos usando una calculadora.

Como el volumen de HCI(ac) se tiene que dar en mililitros, es preciso hacer una conversión adicional.

En conclusión, se necesitan 80.0 mL de la solución de ácido clorhídrico para que reaccionen por completo los 0.500 de CaCO3 de la tableta antiácida

A continuación encontraras algunos enunciados de problemas de aplicación de cálculos estequiometricos molares que trabajas en forma correcta.

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1. Calcula cuántos mililitros de HCI 0.100M son necesarios para reaccionar con 243 mg de CaCO3.

2. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono es posible producir quemando 10.0g de alcohol etílico?

3. Para la combustión del metanol, CH3OH (también llamado alcohol metílico),

2 CH3OH + 3 O3 →2 CO2 + 4 H2O


a. moles de oxígeno necesario para quemar 50.0g de metanol.

b. gramos de oxígeno necesarios para quemar 50.0g de metanol.

c. moles de metanol quemado para producir 45.0g de vapor de agua.

d. gramos de metanol quemados para producir 45.0g de vapor de agua.

4. Para la combustión del octano, C8H18, presente en la gasolina

2C8H 1825O2→16CO2+18H2O


a. moles de oxígeno necesario para quemar 50.0g de octano.

b. gramos de oxígeno necesarios para quemar 50.0g de octano.

c. moles de dióxido de carbono producido al quemar 50.0g de octano.

d. gramos de dióxidos de carbono producidos al quemar 50.0g de octano.

4.1.2.5 Calculos del reactivo limitanteCuando se conoce la cantidad de uno de los reactivos, las reacciones molares que se obtienen de la ecuación química se pude utilizar para establecer las cantidades estequiométricas de una o todas las sustancias químicas que intervienen en una reacción en particular. Cuando hay un exceso de uno de los reactivos, como sucede a menudo en muchos procesos químicos, una parte de esa sustancia queda como sobrante una vez completa la reacción. El reactivo que se consume por completo durante la reacción se llama reactivo limitante.

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Los problemas de reactivo limitante se parecen mucho a la preparación de emparedados, la cual se ilustra en la figura 2.4. Supón que cada emparedado debe llevar 2 rebanadas de pan, 3 rebanadas de carne y 1 rebanada de queso.

Rebanadas de pan + 3 rebanadas de carne + 1 rebanada de queso 1 EMPAREDADO

¿Cuántos emparedados se pueden preparar si se tienen 6 rebanadas de pan, 12 rebanadas de carne y 5 rebanadas de queso? Una forma de saber lo consiste en tomar cada “reactivo” por separado y establecer el número máximo de emparedados que se pueden preparar con la cantidad disponible:

6 rebanadas de pan×1 emparedado2 rebanadas de pan

= 3 emparedados

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12 rebanadas de carne×1 emparedado3 rebanadas de carne

= 4 emparedados

5 rebanadas de queso×1 emparedado1 rebanada de queso

= 5 emparedados

Se tienen tres respuestas diferentes, pero sólo la más pequeña es la correcta. En este caso se puede pensar que el pan es el reactivo limitante: nos limita a sólo tres emparedados. La carne y el queso están en exceso. Hay carne suficiente para preparar cuatro emparedados y el queso alcanza para preparar 6; pero en ambos casos no tenemos suficiente pan, que es, por lo tanto, el reactivo limitante.

Advierte que el reactivo limitante, como en la analogía, no es necesariamente el que se tiene en menor cantidad.

Como ejemplo regresemos a la reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno para producir amoniaco.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g)

En esta reacción 1 mol de nitrógeno requiere 3 moles de hidrógeno. Considera el caso siguiente, en el que se consume 2.5 mol de nitrógeno en una reacción con 8.0 mol de hidrógeno. Como la relación de moles de nitrógeno a hidrógeno y a amoniaco es de 1:3:2, el cambio en moles durante la reacción se resume como sigue:

Ecuación N2 (g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

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Moles de partida 2.5 8.0 0

Cambio de moles -2.5 -2.5 x 3 +2.5 x 2

Moles que quedan 0 0.5 5

Después de la reacción

Cuando las cantidades que reaccionan se dan en gramos, es preciso convertir primero estos valores a moles y luego compararlos para establecer cuál sustancia química se halla en exceso y cuál es el reactivo limitante. Las cantidades de los productos deberán basarse en la cantidad del reactivo limitante.

Cálculos con reactivo limitante

1. Utilizar las cantidades conocidas del problema para establecer el número de moles de cada reactivo.

2. Establecer cuál sustancia es el reactivo limitante. Para ello, se debe emplear el número de moles conocidos de un reactivo (que se designará como reactivo A) para calcular el número de moles de otro reactivo (el reactivo B) que son necesarios para consumir todo el reactivo A. (Usar la relación molar apropiada.) Si se dispone de más moles del reactivo B de los que se necesitan en efecto, entonces A es el reactivo limitante.Si no hay suficientes moles del reactivo B disponibles, en relación con el número de moles del reactivo A, entonces el reactivo B es el reactivo limitante.

3. Utilizar el número de moles del reactivo limitante para calcular la cantidad de cualquier producto de reacción, según se requiera.

Ejemplo 1:

Si se colocan 55.0g N2 en un recipiente de reacción junto con 55.0g de hidrógeno gaseoso, determina cuál sustancia es el reactivo limitante, así como el número de gramos de amoniaco gaseoso que es posible producir mediante esta reacción.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

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Solución

La información disponible permite saber que éste es un problema con reactivo limitante.

Paso 1 Utilizar las cantidades conocida del problema para establecer el número de mole de cada reactivo.

Para el nitrógeno: 55 .0molN 2×

1moN 2

28 .0 gN 2

=1 .96molN 2

Para el hidrógeno: 55 .0molH 2×

1moN 2

2 .02gH 2

=27 .2molH 2

Paso 2

Establecer cuál sustancia es el reactivo limitante.

1 .96molN 2×3molH 2

1molN 2

=5 .88molH 2

Requeridos

Con 27.2 mol de H2 disponibles, se tiene un exceso de H2, de modo que el N2 es el reactivo limitante. La cantidad del reactivo limitante se utiliza para establecer la cantidad de amoniaco (en gramos) que puede producir la reacción, como se muestra en los cálculos siguientes.

1 .96molN 2×

2molNH 3

1molN 2

×17 .0gNH 3

1molNH 3

=66 .6NH 3

(Respuesta)

4.1.2.6 Rendimiento porcentualEn el ejemplo se estableció que se podía producir 66.6g de amoniaco gaseoso con 55.0g de nitrógeno que es el reactivo limitante. Esta cantidad calculadora de amoniaco, llamada rendimiento teórico, es el rendimiento máximo (la máxima cantidad) que la relación dada es capaz producir. Se puede definir con mayor exactitud el rendimiento teórico como la cantidad máxima de una sustancia que se puede producir por la reacción completa de todo el reactivo limitante, de acuerdo con la ecuación química.

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En las operaciones de manufactura, es muy difícil obtener en efecto el 100% del rendimiento teórico. Esto se debe a diversos factores, entre ellos una reacción incompleta del reactivo limitante, condiciones de reacción no ideales, reacciones reversibles. El cual forma una cantidad de producto que se le conoce como Rendimiento Real.

El rendimiento porcentual de una reacción se obtiene dividiendo el rendimiento real entre el rendimiento teórico y multiplicando por 100%, como se muestra en seguida.

Rendim ientorealRendim ientoteórico

×100=Rendim iento porcentual

Para el ejemplo se calculó un rendimiento teórico de 66.6g de amoniaco. Si la cantidad real obtenida después de la reacción fue 56.9g, el rendimiento porcentual es

56 . 9g (rendim ientoreal )66 . 6 g(rendim ientoteórico)

×100=85 . 4 %

El ejemplo que sigue ilustra el cálculo de un rendimiento teórico y un rendimiento porcentual.

Ejemplo 1:

(a) Calcula el rendimiento teórico de cloruro de sodio que produce la reacción de 20.0g deNaHCO3 con 50.0 mL. de ácido clorhídrico 6M, con base en la siguiente ecuación química.

NaHCO3 + HCl (ac) NaCl + H2O + CO2 (g)

(b) ¿cuál es el rendimiento porcentual si en la práctica se obtuvieron 12.3g de NaCl ?

Solución

Para la parte (a) se seguirán los siguientes pasos.

Paso 1 Calcula el número de moles de cada reactivo.

Moles de NaHCO3 =20.0 g NaHCO3 x

1.mol .de .NaHCO3

84 gNaHCO3 = 0.238 mol NaHCO3

Moles de HCI (ac) = 0.050L HCI (ac) x 6 mol = 0.300 mol HCI (ac)

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1L

Paso 2

Establecer cuál sustancia es el reactivo limitante.

0.238 moles NaHCO3 X

1 .mol .HCl1.mol .NaHCO3

=0. 238 moles de HCl

Con 0.238 moles de HCl necesarios tenemos un sobrante de HCl por lo tanto el NaHCO3 es el reactivo limitante

Paso 3

Calcular el rendimiento teórico de NaCl .

0.238 mol NaHCO3 x 1 mol NaCI x 58.5 g NaCI = 13.9g NaCl

1 molNaHCO3 1 mol NaCl (rendimiento teórico)

(c) Calcula el rendimiento porcentual.

A continuación resolverás una serie de enunciados de aplicación de cálculos del reactivo limitante y del rendimiento porcentual.

1. La reacción del aluminio metálico con el bromo, un no metal líquido, es espontáneo. Las cantidades de las sustancias que se mezclan se indican debajo de los reactivos.

2 Al+3Br 2→2 AlBr3

4.0g 42.0g

a. ¿Qué sustancia es el reactivo limitante?

b. ¿Cuál es el rendimiento teórico de AlBr3 ?

c. Si el rendimiento real es de 32.2g deAlBr3 , ¿Cuál es el rendimiento porcentual?

2. Cuando se agrega un trozo de fósforo a bromo líquido, la reacción es espontánea y libera calor. Las cantidades de las sustancias que se mezclan se indican debajo de los reactivos.

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Figura 4.1


P4 + 6 Br2 (1) →4 PBr3

5.0g 40.5g

a. ¿Qué sustancia es el reactivo limitante?

b. ¿Cuál es el rendimiento teórico de PBr3?

c. Si el rendimiento real es de 37.5g de PBr3 y Porcentual

3. El etanol, C2H5OH; tiene el nombre común de alcohol etílico. Gran parte del etanol que se produce en forma comercial proviene de la reacción del etanol, C2H4, con agua. Para 80.0 kg de etanol que reaccionan con 55.0kg de agua, haz los cálculos con base en la siguiente ecuación.

C2H4 + H2O →C2H5OH

a. ¿Cuál es el reactivo limitante? (Presenta los cálculos.)

b. ¿Cuál es el rendimiento teórico de etanol?

c. Si el rendimiento real de etanol es de 125 kg, ¿cuál es el rendimiento porcentual?.

Indicador 4.1.3Analiza y resuelve problemas relacionados con las propiedades y las leyes de los gases, como sus

aplicaciones de las variables de volumen, presión y temperatura

4.1.3 GasesLos gases que envuelven al planeta Tierra le dan un carácter único dentro de nuestro sistema solar. Las naves especiales terrestres han fotografiado la desolación de Mercurio desde pocos kilómetros de altitud, y han medido las altas temperaturas de Venus, que son tan elevadas que pueden fundir el plomo. Las fotografías tomadas desde el espacio nos han proporcionado incluso retratos muy cercanos de las turbulentas y aplastantes atmósfera de Júpiter y Saturno. Ni los datos atmosféricos ni los experimentos efectuados sobre la superficie de Marte han conseguido detectar la presencia de vida en ese planeta.

Después de estas investigaciones y de otras más, está cada vez más claro que el planeta tierra, es una pequeña isla verde y azul en la inmensidad del espacio, está equipada de modo singular para satisfacer las necesidades de la vida que lo habita. Uno de los componentes

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indispensables del sistema que sostiene la vida de la nave espacial Tierra es su atmósfera, una capa relativamente delgada de gases que rodea y envuelve al planeta. Todos los gases, incluso el aire, obedecen a ciertas leyes físicas.

4.1.3.1 La atmosferaEl delgado manto de gases que envuelven nuestro planeta se llama atmósfera. Es difícil medir su profundidad, pues no termina abruptamente; el número de moléculas por unidad de volumen disminuye gradualmente a medida que aumenta la distancia respecto a la superficie terrestre. Su límite es indefinido, pero el 99% de la atmósfera está a menos de 30 Km. de la superficie de la Tierra. Si se compara la Tierra y su atmósfera con una manzana, la delgada capa de aire sería en proporción más delgada que la cáscara de este fruto. La fina capa de aire es todo lo que nos separa del vacío del espacio, y nuestra provisión de aire, que en un tiempo se pensó inagotable, ahora parece estar limitada.

El aire es tan familiar, y a la vez tan nebuloso, que resulta difícil pensar en él como materia. Pero es materia en estado gaseoso. Todos los gases, incluso el aire, tienen masa y ocupan espacio. Podemos estirar la mano y tocar los sólidos y los líquidos, pero no podemos sentir el aire a menos que sople el viento. Más aún, el aire y la mayor parte de los otros gases son incoloros y por tanto resultan invisibles. El aire se compone de una mezcla de gases. El aire seco contiene aproximadamente el 78% de nitrógeno (N2), 21% de oxígeno (O2) y 1% de argón (Ar). Se piensa que la concentración de dióxido de carbono en la atmósfera ha aumentado, de 296 partes por millón (ppm) en 1990, a su valor actual de más de 365 ppm. Lo más probable es que continúe aumentando al quemarse más combustibles fósiles (hulla, petróleo y gas). La composición de la atmósfera se resume en la tabla siguiente.

Composición de la atmósfera de la Tierra

4.1.3.2 Teoria Cinética MolecularSe afirma que el aire es una mezcla de gases; pero, ¿qué son los gases? Anteriormente se compararon varias propiedades generales de los tres estados de la materia, pero hay cinco propiedades físicas importantes para los gases y se resumen como sigue.

Propiedades físicas de los gases:1. Los gases no tienen forma ni volumen definidos; se expande hasta ocupar todo el volumen del

recipiente que los contiene y se ajustan a su forma.

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Sustancia Fórmula Número de moléculas por cada 10 000 moléculas

Porcentaje en Volumen

Nitrógeno N2 7 800 78.00%Oxígeno O2 2 100 21.00Argón Ar 93 0.93Dióxido de carbono CO2 3 0.03Todas las demás __ 4 0.04Total 10 000 100.0%


2. Los gases son comprensibles; se puede hacer que un gas ocupe un volumen mucho menor aumentando la presión.

3. La densidad de los gases es pequeña en comparación con los líquidos y los sólidos. A medida que la presión aumenta, también lo hace la densidad del gas.

4. Los gases encerrados en un recipiente ejercen una presión uniforme sobre todas paredes del recipiente, ocurriendo lo mismo con los líquidos; la fuerza que un líquido ejerce sobre las paredes de un recipiente es mayor al aumentar la profundidad, debido a las fuerzas gravitatorias.

5. Los gases se mezclan espontáneamente y totalmente unos con otros a presión constante, siempre y cuando no se lleve a cabo una reacción química. A este fenómeno se llama difusión (ver figura) . Por ejemplo, si se deja salir amoniaco gaseoso en un rincón de una habitación, el amoniaco se difunde por toda la habitación hasta que toda tiene finalmente la misma concentración del gas.

El comportamiento de los gases se explica en términos de la teoría cinética molecular (TCM) o simplemente teoría cinética. La teoría cinética molecular permite visualizar y comprender el comportamiento de los gases, pero sus fundamentos también son aplicables a los líquidos y a los sólidos.

La teoría cinética molecular trata los gases como conjuntos de partículas individuales en rápido movimiento (de ahí el término cinético). La tabla partícula puede significar un átomo o una molécula, según el gas de que se trate. Por ejemplo, las partículas de argón gaseoso, Ar, son átomos, pero las partículas de nitrógeno gaseoso, N2, y de dióxido de carbono, CO2, son moléculas. A continuación se describen los supuestos básicos de este modelo, que explica el comportamiento de los gases.

Teoría cinética de los gases:1. Las partículas del gas se mueven de forma continua, rápida y al azar en línea recta y en todas

direcciones.

Se podría comparar con el de bolas en constante movimiento sobre una mesa de billar, rebotando sin cesar en las bandas y también unas con otras. Las moléculas del aire tienen una velocidad media de aproximadamente 500 m/s, equivalente a alrededor de 1800 Km/h. El movimiento al azar de las moléculas ayuda a explicar la observación de que los gases se expanden hasta llenar un recipiente cerrado.

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2. Las partículas de gas son extremadamente pequeñas y las distancias entre ellas son grandes.El concepto de la TCM de partículas diminutas con grandes distancias entre ellas permite explicar la observación de que los gases se comprimen con facilidad. Esta característica se citó como la segunda propiedad física de los gases. El hecho de que la densidad de los gases es pequeña la tercera propiedad física de los gases también se comprende si se piensa que las partículas son pequeñas y ocupan una reducida fracción del volumen total. Más aún, el hecho de que los gases se difunden o mezclan espontáneamente la quinta propiedad física de los gases se explica en términos del rápido movimiento de partículas pequeñas que disponen de espacio suficiente para mezclarse.

La teoría cinética molecular permite entender la naturaleza no comprensible de los líquidos y los sólidos. A diferencia de las partículas de un gas, las partículas individuales de los sólidos y líquidos están en contacto unas con otras, lo que permite muy poca comprensión.

3. Con respecto a los gases, tanto las fuerzas gravitatorias como las fuerzas de atracción entre partículas de gas resultan insignificantes.

Las partículas de un gas están separados por distancia relativamente grandes y se mueven con rapidez; en consecuencia, las fuerzas de atracción son insignificantes. El efecto de la gravedad sobre los gases es relativamente pequeño, y sus partículas se mueven hacia arriba, abajo y a los lados con facilidad. A diferencia de los líquidos y los sólidos, no caen al fondo del recipiente. Cualquier recipiente de gas está lleno en su totalidad. La palabra lleno no significa en este caso que el gas esté empaquetado de forma compacta, sino que está distribuido en la totalidad del volumen del recipiente.

4. Cuando las partículas chocan unas con otras o con las paredes del recipiente, no se pierde energía; todas las colisiones son perfectamente elásticas.

El término perfectamente elásticas significa que las partículas continúan chocando sin perder energía. Las partículas, en conjunto, no presentan tendencia alguna a perder rapidez ni a detenerse en un momento dado. Una bolsa que se mueve aquí y allá sobre una mesa de billar es un buen ejemplo de movimientos relativos aunque no perfectamente elásticos. La bola rebota en varias bandas de la mesa y con otras bolas antes de detenerse. Si los choques fueran verdaderamente elásticos sin pérdida de energía, la bola nunca se detendría. Las colisiones de las partículas de un gas son perfectamente elásticas. Sin no lo fueran, la presión en el interior de un recipiente cerrado de gas a una temperatura dada disminuirá con el tiempo.

5. La energía cinética media es la misma en todos los gases a una misma temperatura, y varía proporcionalmente con la temperatura en Kelvin.

La energía cinética (E.C.) es la energía que las moléculas poseen en virtud de su movimiento. Los gases ligeros, como el hidrógeno y el helio, tienen la misma energía cinética que los gases pesados, como el cloro y el dióxido de carbono, a una misma temperatura. Los gases de masa más pequeña se mueve con más rapidez que los gases de masa mayor.

Cuánto más alta es la temperatura de las partículas del gas, mayor es la rapidez con que se mueven las partículas. La energía cinética de las partículas se describe con más precisión por medio de una ecuación matemática según la cual la E.C. es igual al producto de la mitad de la masa (m) por la velocidad al cuadrado (v2). Esta ecuación se escribe como sigue.

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E.C. =

12mv2

De acuerdo con esta ecuación, si la masa es constante todo cambio de energía cinética debe estar relacionado con un cambio en la velocidad de las partículas del gas. El oxígeno, por ejemplo, tiene una masa molar constante de 32.0 g/mol. La energía cinética del gas es proporcional al cuadrado de la velocidad de sus partículas.Conforme la temperatura de un gas aumenta, las partículas se mueven más aprisa. Esta mayor rapidez, como lo indica la ecuación, da por resultado un aumento de la energía cinética de las partículas, que bombardean las paredes del recipiente con mayor frecuencia.

A continuación se te presenta una serie de preguntas de razonamiento, responde apoyándote en la teoría anteriormente descrita.

1. ¿Cuáles son los cuatro parámetros que se usan para describir el comportamiento de un gas?

2. ¿Cuáles son las características de un gas ideal?

3. Los gases carecen de forma o volumen definidos; se expanden hasta llenar un recipiente. Explica esta propiedad física en términos de la teoría cinética molecular.

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4. Con base en la teoría cinética molecular, explica por qué la reducción del volumen de un gas, va acompañada de un incremento en la presión a temperatura constante.

4.1.3.3 Presion atmosférica Las moléculas del aire rebotan constantemente en las personas. Estas moléculas son pequeñísimas, y por eso no se siente su impacto individual. De hecho, a altitudes ordinarias no sentimos que las moléculas de gas empujen nuestro cuerpo porque las moléculas del gas interior del organismo también empuja hacia fuera con la misma fuerza. Sin embargo, cuando la altitud cambia con rapidez al subir en auto por una montaña, o al subir en un ascensor hasta el último piso de un edificio alto, los oídos chasquean porque hay menos moléculas afuera, empujando hacia adentro, que adentro empujando hacia fuera. Una vez que se alcanza la cima de la montaña o del edificio, la presión se iguala dentro y fuera del oído, y ya no se producen chasquitos.

La presión atmosférica se define como la fuerza total que las moléculas de aire ejercen sobre cada unidad de área. Esta fuerza se debe a la atracción que la Tierra ejerce sobre la columna del aire que se extiende desde la superficie terrestre hasta las moléculas más exteriores de la atmósfera.

La presión se define como la fuerza que se ejerce por unidad de área.

Presión =

FuerzaÁrea

La presión de la atmósfera se mide por medio de un dispositivo llamado barómetro. El tipo más sencillo de barómetro consiste en un tubo de vidrio de alrededor de 1 m de largo y cerrado por un extremo. Este tubo se llena de mercurio y se invierte en una vasija poco profunda que contiene mercurio (Ver figura).

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La presión del aire se determina midiendo la altura del mercurio en el tubo (es decir, la diferencia entre los niveles de mercurio dentro y fuera del tubo). Esta diferencia de altura suele expresarse en milímetros o pulgadas de mercurio, pero también se emplean otras unidades de presión equivalentes.

El mercurio es un líquido muy denso (13.6 g/cm3); es 13.6 veces más denso que el agua.

En promedio y al nivel del mar, una columna de mercurio de 760. mm de altura ejerce sobre la superficie del líquido de la vasija una fuerza (por unidad de área) de igual magnitud que la fuerza de la atmósfera sobre la superficie del líquido. Es por ello que se dice que la presión atmosférica media al nivel del mar es de 760. mm Hg. Esta presión se define como una atmósfera (atm), y es la que se utiliza como patrón de referencia, por lo cual se llama presión estándar. A la unidad de presión milímetros de mercurio (mm Hg) también se le llama torr en honor del físico italiano del siglo XVII Evangelista Torricelli, inventor del barómetro de mercurio.

1 atm = 760. mm Hg = 760.torr

Presión, en diferentes unidades, equivalente a 1 atmosfera

1 atm

760 torr

760 mm Hg

76 cm Hg

101.325 Pa

1013 mbar

29.9 plg Hg

14.7 lb/plg2

Ejemplo:

1. La presión atmosférica media en Walnut, California, Estados Unidos es 740 mm Hg. Transformar

esta presión a a) torr y b) atmosfera

Solución:

El problema se resuelve usando los factores de conversión que relacionen una unidad de presión con

otra.

a) Para convertir mm Hg en torr, se usa el factor de conversión 760 torr/ 760 mm Hg, o sea, 1

torr/1 mm Hg:

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740 mm Hg X 1 torr

1mmHgX=740 torr

b) Para convertir mm Hg a atm, se emplea el factor de conversión 1 atm/760 mm Hg

740 mm Hg X 1atm

760mmHg=0.934 atm

2. Un barómetro indica 1.12 atm. Calcular la presión correspondiente en a) torr y b) mm Hg

Solución:

El problema se resuelve aplicando las conversiones de presiones conocidas.

a) 1.12 atm X 760 torr

1atm=851.2 torr

b) 1.12 atm X 760mmHg

1atm=851.2mmHg

A continuación resolverás una serie de conversiones de presiones.

1. Un barómetro indica 745 mm Hg. Calcule la presión correspondiente en

a) Atm

b) Torr

c) Plg Hg

d) lb/pulg2

e) milibar

f) Kilopascal

2. Exprese las siguientes presiones en atmósferas

a) 28 mm Hg

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b) 6000 cm Hg

c) 795 torr

d) 5.00 kP

4.1.3.4 Ley de Boyle La relación entre el volumen y la presión de un gas fue establecida por primera vez en 1662 por el químico y físico irlandés Robert Boyle (Fig. 4.6). Por medio de un aparato con un tubo en forma de J, como el que se muestra en la siguiente figura, Boyle encontró que el volumen de una muestra de gas encerrado disminuye conforme la presión externa aumenta cuando la temperatura se mantiene constante, es decir, sin cambio.

Cada vez que se agrega más mercurio al extremo abierto del tubo en forma de J, como el que se muestra en la (Fig. 4.7), la presión que se ejerce sobre la pequeña muestra de gas. Aumenta y el volumen de la muestra disminuye. En un momento dado, cuando se ha agregado el mercurio suficiente para duplicar la presión, se encuentra que el volumen del gas se ha comprimido a la mitad de su valor original. Más aún, cuando se triplica la presión externa, el volumen de muestra de gas se reduce a un tercio, y cuando se cuadruplica la presión, el volumen del gas disminuye a la cuarta parte de su valor

original. (ver la primer figura) Entre el volumen y la presión existe una relación inversa: un componente disminuye cuando el otro aumenta. En la siguiente figura, se muestra una gráfica de datos experimentales de los cambios de presión y volumen que sufre una muestra determinada de gas a temperatura constante.

Robert Boyle demostró que la relación inversa entre la presión y el volumen se aplica a todos los gases. La ley que expresa esta relación lleva su

nombre en su honor.

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Ley de Boyle: a temperatura constante, el volumen, V, que ocupa una muestra de gas es inversamente proporcional a la presión. P.

V

1p (con temperaturas y masa constante)


El símbolo ¿ significa “es proporcional a”. La expresión matemática de la ley de Boyle se lee “es proporcional a 1 sobre P”. Esto significa que V es inversamente proporcional a P. La proporción inversa se transforma en una ecuación incluyendo una constante de proporcionalidad, k.

V=

kP

Multiplicando ambos lados por P se obtiene

PV = k

Ésta es una forma elegante y precisa, si bien un poco abstracta, de resumir una gran cantidad de datos experimentales. Para que el producto de P por V sea una constate, V debe disminuir cuando P aumenta y viceversa. Esta ecuación resultará aún más útil si se considera el caso en el que una muestra específica de gas con volumen V1 se comprime a un volumen más pequeño, N2., la presión inicial, P1, aumenta a un nuevo valor, P2, para definir las condiciones iniciales y finales podemos escribir dos ecuaciones.

P1V1 = k1

P2V2 = k2

Por consiguiente, se puede escribirla útil ecuación siguiente, que representa la ley Boyle.

P1V1 = P2V2

Despejando de esta ecuación el volumen final se obtiene

V2 = V X

P1

P2

Si se conoce V1, P1 y V2, la presión final se calcula multiplicando la presión inicial por el cociente de volúmenes apropiado.

P2 = P1 X

V 1

V 2

Un modelo de la ley de Boyle:En general, es más fácil comprender un principio específico si se puede pensar en un ejemplo conocido un modelo que demuestra el principio.

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Ley de Boyle: a temperatura constante, el volumen, V, que ocupa una muestra de gas es inversamente proporcional a la presión. P.

V

1p (con temperaturas y masa constante)


Una bomba para neumáticos de bicicleta demuestra eficazmente la ley de Boyle. Cuando se reduce el volumen de gas del cilindro de la bomba empujando el émbolo, la presión del gas aumenta (ver figura).

Teoría de la ley de Boyle:Para visualizar lo que ocurre a nivel molecular durante un cambio de presión y volumen en una muestra fija de gas, piensa en los gases como los describe la teoría cinética molecular. Una muestra de gas en un recipiente ejerce cierta presión porque las partículas rebotan contra las paredes a un cierto ritmo y con una fuerza determinada. Si se reduce el volumen del recipiente, las partículas recorrerán distancias más cortas antes de golpear las paredes. Además, el área disminuye conforme el volumen aumenta. Por lo que cada unidad de área es golpeada por más partículas por unidad de tiempo. En términos más sencillos, cuando el número de golpes por segundo aumenta, la presión también aumenta.

Ejemplos:

1. Un cilindro de oxígeno tiene un volumen de 2.00 L. La presión del gas es de 1470 lb/pulg2 a 20oC. ¿Qué volumen ocupará el oxígeno a la presión atmosférica normal (14.7lb/pulg2), suponiendo que la temperatura no cambia?

Solución: Primero, haz una lista de las condiciones originales y finales.

Inicial FinalP1 = 1470 lb/pulg2 P2 = 14.7 lb/pulg2

V1 = 2L V2 =? L

La sustitución directa de estos valores en la ecuación de la ley de Boyle es un método para establecer el volumen final.

V 2=2.00 L X 1470 lb / plg2

14.7 lb / plg2 =200L (Respuesta)

2. Una cápsula espacial está equipada con un tanque de aire cuyo volumen es 0.1m3.El aire está a una presión de 100 atm. Después de una caminata espacial, durante la cual la presión de la cabina se reduce a cero, se cierra la cabina y se llena con el aire del tanque. ¿Cuál será la presión final si el volumen de la cápsula es de 12.5m3?

Solución: Primero, haz una lista de las condiciones originales y finales.

Inicial Final P1 = 100atm P2 =? atmV1 = 0.100m3 V2 = 12.5m3

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Puesto que el volumen en el que el aire está confinado aumenta, la presión debe disminuir. Anota la presión inicial, 100 atm, y multiplica esta presión por una fracción compuesta de los dos volúmenes

P2 = 100 atm. X

0 .100m3

12 .5m3=0.800atm

(Respuesta)

A continuación se te presentan algunos problemas aplicados a la ley de Boyle que trabajaras en forma correcta y clara.

1. Un tanque de helio gaseoso tiene un volumen de 12.L y una presión de 260. lb/pulg 2. ¿Cuál sería el volumen de este gas a 1 atm (14.7 lb/pulg2)?

2. Un tanque de oxígeno tiene un volumen de 2.50L y una presión de 5.00 atm. ¿Cuál sería el volumen de oxígeno a 1 atm?

3. Un globo meteorológico está lleno de helio gaseoso. En el suelo, donde la presión atmosférica es de 740. torr, el volumen del globo es de 10m3. ¿Cuál será la presión cuando el globo alcance una altitud de 5300m, donde su volumen es de 20.0m3, suponiendo que la temperatura es constante?

4. Si el globo meteorológico a una presión de 740. torr y con un volumen de 10m 3 asciende a otra altitud donde su volumen aumenta a 17.0m3, ¿cuál presión?

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4.1.3.5 Ley Gaylussac

Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante. Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:

Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

¿Por qué ocurre esto?

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:

PT

=K

(El cociente entre la presión y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

P1

T1

=P2

T2

Que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac. Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.

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Un modelo de la ley de Gay-Lussac:Por todas partes hay ejemplos que ilustran la ley de Gay-Lussac. Basta con examinar una lata a presión de pintura, fijador para el cabello, limpiador o cualquier otro producto que se venda en este tipo de envase. El aviso de precaución típico que llevan estos productos dice más o menos así:

Contenido a presión. No se incinere el recipiente. No se exponga al calor ni se almacene a temperaturas mayores de 50oC.

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La razón de estos avisos de precaución es la relación entre la temperatura y la presión, según la describe la ley de Gay-Lussac. Debido a que un aumento de temperatura provoca un aumento de presión en una muestra de gas a volumen constate, puede ocurrir una explosión si se calienta un recipiente cerrado, especialmente si éste ya se encuentra a una presión considerable a temperatura ambiente. Este mismo principio es el que aprende un niño explorador a quien se le indica que debe practicar un orificio en la tapa de una lata de comida antes de ponerla a calentar directamente sobre una fogata. También en este caso la presión el gas encerrado en la lata aumenta con la temperatura.

Ejemplos:1. Una lata de 17oz de fijador en aerosol, cuya presión interna es de 850. Torr a 21oC, se arroja al

fuego, que tiene una temperatura de 450.oC. ¿Qué presión se alcanzará si la lata no explota a esta temperatura?

Solución Primero, haz una lista de las condiciones iniciales y finales.

Inicial Final V1 = 17 oz. V2 = 17 oz. (no cambia)P1 = 850. torr P2 = 850. torrT1 = 21oC T2 = 450. oC

Es necesario expresar todas las temperaturas en Kelvin. Suma 273 a la temperatura Celsius.T1 = 21 + 273 = 294 K

T2 = 450 + 273 = 723 K

Como la temperatura aumenta, también la presión debe aumentar.

P2 = 850. torr X

723K294K

=2 .09 X 103

torr (respuesta)

2. Antes de hacer un viaje, un neumático de automóvil tenía una presión manométrica de 32.0 lb/pulg2 a 20.oC. Se reviso la presión después de varias horas de recorrido. La nueva presión manométrica fue de 36.0 lb/pulg2. ¿Cuál era la temperatura del aire de este neumático, en oC?

Solución:

Primero, haz una lista de las condiciones iniciales y finales.

Inicial Final

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P1 = 32.0 + 14.7 = 46.7 lb/pulg2 P2 = 36.0 + 14.7 = 50.7 lb/pulg2

T1 = 20. + 273 = 293 K T2 = ? oC

Advertencia: Los manómetros para neumáticos miden la diferencia entre las presiones dentro y fuera del neumático. Debes sumar la presión atmosférica a la presión manométrica de un neumático para obtener la presión total que se muestra en la tabla de valores. Multiplica la temperatura inicial (en kelvin) por el cociente de presiones que dé por resultado un aumento de temperatura.

T2 = 293 K X

50 .7 lb / pu lg2

46 . 7 lb / pu lg2=318K

T2 = 318 K – 273 = 45oC (respuesta válida a dos cifras significativas)

A continuación se te presenta una serie de ejercicios relacionados a la ley Gay lussac, resuélvelos en forma correcta y clara.

1. En los incendios de casas a veces se rompen las bombillas eléctricas. Si el argón gaseoso de una bombilla eléctrica tiene una presión de 1.00 atm a 15oC, ¿Cuál será la presión (en atm) en la bombilla a 480. oC, su ésta no se rompe?

2. Un grano de maíz para palomitas a 20.0oC y a una presión de 1 atm se calentó hasta 220. oC antes de reventar. ¿Cuál era la presión dentro del grano a esta temperatura?

3. Si la presión manométrica de un neumático es de 32.0 lb/pulg2, ¿cuál es la presión real?

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4. Si más tarde se encontró que la presión manométrica del neumático del ejemplo 12.5 era de 34.0 lb/pulg2, ¿cuál era la temperatura del aire en el neumático?

4.1.3.6 Temperatura y presiones normales

Debido a que el volumen de un gas depende tanto de la presión como de la temperatura, el volumen pequeño de un gas a baja temperatura y alta presión puede tener la misma masa que el volumen grande del mismo gas a una temperatura más alta y a una presión más baja. Por consiguiente, para comparar los volúmenes de dos muestras gaseosas, es necesario que ambas estén en las mismas condiciones. Las condiciones que se toman como referencia se conocen como condiciones estándar. La temperatura estándar es, por definición, de 273 K (0oC). La presión estándar se define como 1 atm como 1 atm (760. torr). En conjunto, se hace referencia a estas condiciones como temperatura y presión estándar (o TPN).

Ejemplo:

Indica el valor apropiado en cada una de las unidades siguientes a TPN.

(a) presión en atmósferas

(b) presión en lb/pulg2

(c) temperatura en kelvin

Solución:

Cada presión debe ser equivalente a 1 atm, la presión estándar. Cada temperatura debe ser equivalente a 273 K, la temperatura estándar.

(a) 1 atm (b) 14.7 lb/pulg2 (c) 273 K

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A continuación se te presenta un ejercicio relacionado con temperatura y presión normal que resolverás en forma correcta.

Indica el valor apropiado en cada caso a TPN.

(a) presión en torr

(b) temperatura en grados Celsius

4.1.3.7 Leyes combinadas de los gases Con respecto a cada ley de los gases que se ha descrito en este capítulo, se mantuvo constante la presión, el volumen o la temperatura, junto con la cantidad de gas, pero en muchas situaciones reales esto no resulta práctico. En el caso de una muestra especifica de gas, es posible relacionar las variaciones de los valores iníciales y finales de presión, volumen y temperatura mediante una sola ecuación. La ecuación que sigue combina todas las variables representadas en la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac; se le conoce como la ley combinada de los gases.

Ley combinada de los gases:

P1V 1

T 1

=P2V 2

T 2

En esta ecuación se representa seis variables diferentes. En tanto se conozcan cinco de las seis variables, se podrá determinar la cantidad faltante despejándola de la ecuación. Si el volumen final, V 2, lo que es preciso establecer, se puede despejar V2 de la ecuación, como aquí se muestra, y sustituir los valores conocidos en la ecuación.

V2 = V1 X

P1

P2

XT 2

T 1

Ejemplo 1: Un globo está lleno de helio cuando está en el suelo, a 22oC y a una presión de 740. Torr.En estas condiciones su volumen es de 10.0m3. ¿Cuál sería su volumen (en metros cúbicos) a una altitud de 5300 m, donde la presión es de 370 torr y la temperatura es de –23oC?Solución:Primero, haz una lista de las condiciones iniciales y finales.

Inicial FinalP1 0 740. torr P2 = 370. torr

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V1 10.0 m3 V2 =? m3

T1 = 22 + 273 = 295 K T2 = -23 + 273 = 250 K Aplica la estrategia de razonamiento: comienza con el volumen inicial y multiplícalo por el cociente de presiones. (La presión disminuye; el cociente debe dar lugar a un aumento de volumen) plantea esta parte del problema, pero no efectúes aún los cálculos.

V2 = 10m3 X

74 . torr370 . torr (incompleto)

Ahora multiplica por un cociente de las temperaturas Kelvin. ¿Cómo influirá la disminución de la temperatura en el volumen inicial? Puesto que el volumen y la temperatura son directamente proporcionales, el cociente de temperaturas debe dar lugar a una reducción del volumen.

V2 = 10.0m3 X

74 . torr370 . torr

X250 .K295K

=16 . 9m3

(respuesta)

Ejemplo 2:

Dados 20.0 L de amoniaco gaseoso a 50 C y 730 torr, calcular el volumen a 50 0C y 800 torr.

Inicial FinalP1 = 730. torr P2 = 800 torrV1 = 20 L V2 =? LT1 = 5 + 273 = 278 K T2 = 50 + 273 = 323 K

Se puede resolver en un solo procedimiento hasta una conversión final.

V2 = 20 L X730 torr800 torr

X323K278K

= 21. 2 L

A continuación se re presenta una serie de ejercicios, resuélvelos en forma correcta y clara.

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1. ¿Cuál es el volumen a TPN de una muestra de helio que tiene un volumen de 4.50 L a 21 oC y una presión de 744 torr?

2. ¿Qué volumen de O2 gaseoso a TPN puede obtenerse de un tanque de 2.00 L de O2 a una presión de 5.50 atm y a 25oC?

4.1.3.8 Ley de Avogadro En la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac y la ley combinada de los gases se han manejado variaciones de presión, volumen y temperatura, pero en todos los casos se tenía una muestra determinada de un gas. ¿Qué ocurre, si se modifica la cantidad de gas, el número de moléculas o de moles de gas? Cuando introduces aire en un globo, éste se expande. Aún más, los experimentos a temperatura y presión constantes muestran que, cuando el número de moles de gas (o de moléculas de gas) se duplica, el volumen de gas también se duplica. Observaciones sencillas como ésta llevaron al químico italiano Amadeo Abogadro (1776-1856) a proponer una importante hipótesis en 1811.

Hipótesis de Abogadro: volúmenes iguales de gases a la misma presión y temperatura contienen igual número de moléculas.

Por consiguiente, cuando se duplica el volumen de un gas, también debe duplicarse el número de moléculas o moles del gas si la temperatura y la presión son constantes. La hipótesis de Abogadro conduce a una relación matemática, la ley de Abogadro, que relaciona el volumen de gas y los moles.

Ley de Abogadro: el volumen de un gas a temperatura y presión constantes es proporcional al número de moles (n) del gas.

V ¿ n o V = kn

Cuando el número de moles de gas, n1, con un volumen inicial, V1, cambia a una cantidad diferente, n2, a temperatura y presión constantes, se puede establecer el volumen final, V2, aplicando la ley de Abogadro, que se escribe como sigue.

V 1

n1

=V 2

n2

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Ejemplo:A cierta presión y temperatura un trozo de 21g de hielo seco (CO2 sólido) sublima totalmente, es decir, se transforma directamente en gas. El CO2 gaseoso ocupa un volumen de 11.5 L. ¿Cuál sería el volumen de 1.00 mol del gas a presión y temperatura constantes?

Solución: Primero, convierte la cantidad inicial de CO2, 21.0 g, a moles.

21.0 g CO2 X

1molCO2

44 .0 gCO2

=0. 477 mol CO2

A continuación, haz una lista de las condiciones originales y finales.

Inicial Final N1 = 0.477 mol N2 = 1.00 mol V1 = 11. 5 L V2 = ?L

Aplicando la ley de Abogadro y despejando V2 s tiene que

V2 = 11.5 L X

1 .00mol0 .47mol = 24.1 L (respuesta)

A continuación se presenta una serie de ejercicios de aplicación de la ley de avogadro los cuales resolverás en forma correcta y clara.

1. Si 0.222 mol de un gas ocupa un volumen de 5.13 L, ¿cuántos moles habría en una muestra de gas cuyo volumen es de 7.47 L a la misma presión y

temperatura?

2. Un mol de gas a TPN tiene un volumen de 22.4 L. ¿cuántos moles del gas hay en un recipiente de 3.00 L a TPN?

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4.1.3.9 Volumen molar y densidad de los gases en TPNPor lo regular, la densidad de los gases se informa en las publicaciones en gramos por litro a TPN. Recuerda que hay 6.022 X 1023 moléculas en un mol de cualquier sustancia química, ya sea sólida, liquida o gaseosa. Recuerda además que la masa de un mol (la masa molar) de gas es el peso formular expresado en gramos. Si partimos de la masa molar (gramos por mol) y empleamos la densidad del gas TPN (gramos por litro) como factor de conversión, podemos averiguar cuántos litros ocupa un mol de gas a TPN. Por ejemplo, la masa molar del nitrógeno gaseoso es de 28.0 g/mol, y su densidad a TPN es de 1.25 g/L. Su volumen molar resulta ser.

28 . 0gmol

X1 L

1 .25 g=22 . 4

L/mol para el nitrógeno a TPN

En el caso del oxígeno, la densidad a TPN es de 1.43 g/L y la masa molar es de 32.0 g/mol. Su volumen molar es

32 .0 gmol

X1 L

1. 43 g = 22.4 L/mol para el oxígeno a TPN

De hecho, el volumen que ocupa un mol de cualquier gas a TPN se aproxima mucho a 22.4L. Las investigaciones en el laboratorio también confirman este valor. Por consiguiente, 22.4L es lo que se conoce como el volumen molar de un gas a TPN.

El volumen molar de cualquier gas a TPN es de 22.4L/mol Si se parte de la mas molar (gramos por mol) se emplea el volumen de un mol (el volumen molar) como factor de conversión, se puede calcular la densidad de cualquier gas a TPN.

Ejemplo: Densidad de los gases a TPN. Calcula la densidad del metano gaseoso, CH4, a TPN

Solución:La masa molar del metano (16.0 g/mol) utiliza un volumen molar (22.4 L/mol) como factor de conversión para calcular la densidad del gas TPN.

16 . 0gmol

X1mol

22. 4 L = 0.7 g/L (densidad a TPN)

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A continuación se presenta dos ejercicios de aplicación de volumen molar y densidad de los gases en TPN, los cuales resolverás en forma correcta y clara.

1. Calcula la densidad del cloro gaseoso, CI2, a TPN.

2. Calcula la densidad del helio gaseoso a TPN.

4.1.3.10 Ley del Gas idealCon respecto a una cantidad determinada de un gas, donde la presión, el volumen y a temperatura son las únicas variables, es posible calcular la cantidad en gramos o moles, o la masa molar de la muestra de gas. Regresamos a las leyes básicas de los gases. La ley de Boyle establece que PV = k, donde k es una constante para una masa y una temperatura constantes. Asimismo, con base en la ley combinada de los gases se puede escribir lo siguiente:

PVT

=k (Para una masa fija de un gas)

Una vez más, se tiene una constante, k, para una muestra determinada de gas. Pero si se mantienen constantes la presión y la temperatura mientras se introduce otra cantidad igual de moléculas, el volumen (lado izquierdo) deberá duplicarse, al igual que el valor del lado derecho de la ecuación; se necesita un multiplicador en el lado derecho de la ecuación.

Sabemos por la ley de Abogadro, que el volumen del gas, V, es proporcional al número de moles, n, de gas a presión y temperaturas constantes.

V ¿ n o V = kn (presión y temperaturas constantes)

El multiplicador que se necesita en el lado derecho de la ecuación previa (PV/T = k) es n, que representa el número de moles. De este modo, cuando el volumen se duplica en el lado izquierdo, en el lado derecho el número de moléculas también se duplica. Ahora se puede escribir de nuevo la ecuación con n en el lado derecho junto con la constante universal de los gases, R, en lugar de k. PVT

=nR

Esta ecuación se conoce como la ley del gas ideal, y habitualmente se escribe en forma lineal.

- 242 -


Ley del gas ideal: PV = nRT

Esta ecuación permite calcular el número de moles n, cuando se conocen P, V y T, pero también es preciso conocer el valor de R, la constante de los gases. Podríamos simplemente indicarte el valor de R, pero lo entenderás mejor si te mostramos cómo se puede establecer este valor. Primero, reorganizar la ecuación para despejar R, y luego utiliza los valores correspondientes a un mol de gas a TPE que ya conoces, como sigue.

R =

PVnT =

1atmX22 . 4 L1molX 273K

(Se emplean los valores conocidos que corresponden a 1 mol dea 1 mol de gas a TPE.)

R = 0.0821

L−atmmol−K (L-atm significa litros x atm, y mol-K, moles x K.)

Ahora que disponemos de un valor de R, podemos emplear la ecuación para calcular P, V, T o n de cualquier muestra específica de un gas en un conjunto determinado de condiciones.

Esta ecuación es muy útil, pero existen limitaciones: los cálculos deben basarse en el supuesto de que se trata de un gas ideal.

Se define un gas ideal como un gas que se ajusta a la perfección a la ley del gas ideal y a las demás leyes de los gases en todas las condiciones.

Los gases reales (los que existen en la realidad) no se ajustan a la perfección a estas leyes de los gases porque se componen de moléculas que tienen un volumen y también pequeñas fuerzas de atracción que no están consideradas en las ecuaciones. La desviación respecto a las condiciones ideales es muy apreciable a altas presiones o a temperaturas muy bajas, cuando las moléculas están próximas unas de otras. En estas condiciones, las atracciones moleculares aumentan y el volumen de las moléculas llega a ser una fracción importante del volumen total. Sin embargo, a las presiones ordinarias la ley del gas ideal resulta adecuada para la mayor parte de los cálculos.

Ejemplo:Calcula el volumen que ocupa 1.00 mol de nitrógeno gaseoso a 25oC y a una presión de 1.00 atm.

Solución:Despeja V de la ecuación de la ley del gas ideal (PV = nRT) y sustituye los valores apropiados en la nueva ecuación.

V =

1. 00mol1. 00mol

X0 . 082 L−atm

mol−KX 298K=24 . 5 L

(respuesta)

Advierte que se eliminan todas las unidades salvo los litros. La respuesta es un volumen en litros. Quizá las unidades de la constante de los gases, R, parezcan complejas, pero ello es necesario para

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que todas las unidades se eliminen como es debido.

A continuación se presenta una serie de ejercicios de aplicación de ley del gas ideas, los cuales resolverás en forma correcta y clara.

1. Cuántos moles de gas comprimido hay en un cilindro que contiene 6.00 L de un gas a 25oC y a una presión de 07.3 atm?

2. ¿Cuál es la presión en un tanque de 20.0 L que contiene 6.00 mol de oxígeno gaseoso comprimido, si el tanque se encuentra en medio de un incendio a una temperatura de 800. oC?

4.1.3.11 Ley de Presiones parciales

A John Daltón se le conoce sobre todo por su teoría atómica, pero su amplia gama de intereses incluía también el campo de la meteorología. En sus intentos por comprender el clima, hizo experimentos con el vapor de agua del aire. Daltón encontró que, cuando agregaba vapor de agua al aire seco, la presión que el aire ejercía aumentaba en una cantidad igual a la presión del vapor de agua. Después de numerosas investigaciones, Daltón concluyó que cada uno de los gases de una mezcla se comporta de forma independiente respecto a los gases. Cada gas ejerce su propia presión. La presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que los gases individuales ejercen. Esto se conoce como la ley de Daltón de las presiones parciales, que en términos matemáticos se expresa como sigue.

P total = P1 + P2 + P3 +...

Donde los términos del lado derecho se refieren a la presión parcial de cada uno de los gases.Los gases como el oxígeno, el nitrógeno y el hidrógeno se componen de moléculas no polares que son poco solubles en agua; este hecho permite recogerlas sobre agua mediante una técnica conocida como desplazamiento de agua. De los gases recogidos de esta manera se dice que están “húmedos”, pues contienen vapor de agua. La presión total en el recipiente de recolector es igual a la suma de la presión del gas que se recoge más la presión del vapor de agua. En forma matemática.

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P total = P gas recogido + P vapor de agua

La presión del vapor de una sustancia es la presión parcial que ejercen las moléculas de la sustancia que están en la fase gaseosa, sobre la fase líquida de la sustancia. La presión de vapor del agua depende de la temperatura de ésta; la cantidad de agua líquida no importa. Cuanto más caliente está el agua, tanto mayo es su presión de vapor. Si se conoce la temperatura del agua, su presión de vapor correcta se puede encontrar en una tabla de presiones de vapor. La presión parcial del gas que se recoge se obtiene restando la presión de vapor del agua de la presión interna total del recipiente recolector.

P gas recogido = P total - P vapor de agua

Ejemplo:

Se recoge oxígeno gaseoso sobre agua a 20.oC y a una presión barométrica de 744 torr, y se igualan los niveles de agua dentro y fuera de la botella recolectora. ¿Cuál es la presión del oxígeno seco (O2 solo)?

Tabla Presiones de vapor del agua a diversas temperaturastemperatura

(oC)Presión de vapor

(torr)Temperatura

(oC)Presión de vapor

(torr)0 4.6 24 22.45 6.5 25 23.810 9.2 30 31.815 12.8 35 42.217 14.5 40 55.318 15.5 50 92.519 16.5 60 149.420 17.5 70 233.721 18.7 80 355.122 19.8 90 525.823 21.2 100 760.0

Solución:Los niveles de agua dentro y fuera de la botella recolectora se han igualado, así que la presión total dentro de la botella es igual a la presión barométrica. La tabla anterior indica que la presión de vapor de agua a 20.oC es de 17.5 torr (o 18 torr) .Se aplica la ley de Daltón de las presiones parciales.

P gas recogido = P total - P vapor de agua

= 744 - 18 = 726 torr

La composición del aire seco se indica en la tabla anterior a la de arriba. De acuerdo con la ley de Daltón de las presiones parciales, no importa cuáles sean los gases que se mezclan (en tanto no reaccionen); sus presiones parciales se suman para dar la presión total. El aire seco contiene 78% de nitrógeno; por tanto,

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el 78% de la presión del aire se debe al nitrógeno presente en él. Si la presión total del aire es de 700. torr, entonces la presión parcial del nitrógeno en el aire es 78.0% por 700. torr, esto es, 546 torr. Ejemplo 2:

Con base en el porcentaje de oxígeno en el aire seco que se indica en la tabla penúltima, calcula la presión parcial de oxígeno en una muestra de aire a 738 torr.

Solución: De la tabla penúltima se obtiene el porcentaje de oxígeno en el aire (21.0%). Dado que la presión total es de 738 torr, la presión parcial de oxígeno es

P oxigeno = 0.210 X 738 torr = 155 torr

A continuación se presenta una serie de ejercicios de aplicación de ley de las presiones parciales, los cuales resolverás en forma correcta y clara.

1. ¿Cuál es la presión total de los gases en la sangre de una persona que tiene una presión parcial

de CO2 de 60.1 mm Hg y una presión parcial de O2 de 39.2 mm Hg?

2. Se recoge hidrógeno gaseoso sobre agua a 22oC y a una presión barométrica de 741. torr. ¿Cuál es la presión parcial de H2 seco recogido?

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3. Calcula la presión parcial de nitrógeno en el aire a 738 torr. (El aire contiene 78.0% de nitrógeno.)

4. Calcula la presión parcial de argón en el aire a 738 torr. (Consulta la tabla)

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