Colaboradores y Coautores del capitulo III Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal, Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia Godínez Martínez, Altagracia Cabrera Bernal, Griselda Zavala Bejarano, Alfredo Cabrera Hernández, Felipa Acosta Ríos, Ana Alicia Esquivel Leyva, Guadalupe Gómez Quiñónez, Quetzalli Alejandra Hernández Zárate, Maricruz Pérez Lizárraga, Filomeno Pérez Pérez, Blanca Gutierrez Ruiz, Patricia Zapata Esquivel, Felix Fco. Aguirre, Asia Cecilia Carrasco Valenzuela, Maura Elena Velázquez C., Rosa R. Romero Castañeda, Jorge Manuel Sandoval Sánchez, María del Rosario Zapata Esquivel y Celia Monárrez García Colaboradores Elmidelia Espinoza López, Martín Robles Soto, Rosa Imelda Moreno Flores, Martín Castro, Jesús Torres Sumbra, Marcos Alfredo Lara Flores, Celso Olais Leal, Waldo Muñoz Espinoza, Jorge Alberto Rodríguez Escobedo, Zenaida Meza Villalba, Carlos Valdez Miranda, Ángel Rafael Álvarez Paz, Waldo Apodaca Medina, María del Rosario Mascareño Mendoza, Juan Manuel Bojorquez García, Conrado Alfonso Díaz Acosta, Alfredo Valdez Gaxiola, Fco. Lenin Omega Franco, Wendy Azucena Rodríguez Cárdenas, Abel Denny Castro Romo, Rosa Amelia Zepeda Sánchez, Carmen Imelda Parra Ramirez, Gabriela Galindo Galindo, Aaron Pérez Sánchez, María Luisa González Verdugo, Nora Leyva Leyva, Denisse Vega Gaxiola, Leticia Márquez Martínez, Tomás Ambrosio Castro Sepúlveda, Jenny Salomón Aguilar y Jorge Rafael Linarez Amarillas. Comisión Responsable de la Revisión Técnica Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal, Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia Godínez Martínez, Griselda Zavala Bejarano, Felipa Acosta Ríos, Filomeno Pérez Pérez, Blanca Gutierrez Ruiz, José Adolfo Pérez Higuera, Martín Camilo Camacho Ramírez, Laura Beatríz Corona Morales, Milca Iris Félix P., Olga G. Alarcón Pineda, Alejandrina Madrigal G., Abel Denny Castro Romo, Luz Odilia Félix Villalba, Cruz Cárdenas Prieto, Marcela Naiví Quiroz López, Gilberto García Ramírez, María Lourdes López Machado, Grimilda Sánchez Romo, María de los Angeles Guadalupe Reyes Gutiérrez, Alondra Castro Morales, Blanca Delia Coronel M., Jesús Isabel Ortiz Robles, Javier Cruz Guardado. Química cuantitativa I Portada: Juan Carlos Sepúlveda Castro y María Elena Osuna Sánchez Corrección de estilo y ortografía: Javier Cruz Guardado Cuidado de la edición: Javier Cruz Guardado , Jesús Isabel Ortiz Robles y María Elena Osuna Sánchez 1a edición, 2008. Dirección General de Escuelas Preparatorias Universidad Autónoma de Sinaloa Ciudad Universitaria, Circuito Interior Ote. S/N Culiacán, Sinaloa, México. Impreso en México Once Ríos Editores Río Usumacinta 821 Col. Industrial Bravo Culiacán, Sinaloa, México. 47 Determinación de fórmulas químicas ---------------------------------.45 Subíndices ----------------------------------------------------------.68 Hidróxidos -----------------------------------------------------------.3 Nomenclatura de compuestos covalentes. --------------------------. Conceptos básicos de estequiometría 1.14 Masa molecular ----------------------------------------------------.1 Fórmula empírica --------------------------------------------------.3.24 Conversiones: masa-mol-partículas-volumen -----------------------.4 1.1 Tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos -------.45 Símbolos químicos ------------------------------------------------.45 Coeficientes --------------------------------------------------------.88 Oxiácidos ------------------------------------------------------------.1 Masa atómica ------------------------------------------------------.51 1.1.65 2.66 2.1.45 Composición porcentual de las sustancias: Ley de las proporciones definidas -----------------------------------.94 Hidruros covalentes -----------------------------------------------.5.1.19 Masa molar ---------------------------------------------------------.72 Sales haloideas ----------------------------------------------------.84 2.2 Mol y número de Avogadro --------------------------------------.22 Volumen molar -----------------------------------------------------.1 Nomenclatura común ----------------------------------------------.2 Fórmula real o verdadera ----------------------------------------.86 Óxidos ácidos o anhídridos -------------------------------------.5 2.78 Hidruros iónicos ----------------------------------------------------.2 1.1 Conceptos básicos -------------------------------------------------------.1.5.Prólogo 1.51 1. Nomenclatura de química inorgánica 2.44 1.67 2.2 Nomenclatura de compuestos iónicos -------------------------------.75 Oxisales -------------------------------------------------------------.26 Fórmulas químicas --------------------------------------------------------.2 Nomenclatura sistemática ---------------------------------------.54 1.17 1.68 Óxidos básicos -----------------------------------------------------.1 Características de una fórmula química ----------------------.90 Hidrácidos ----------------------------------------------------------.96 .3 1.14 1.16 Masa fórmula -------------------------------------------------------. 150 Cálculos masa-masa ---------------------------------------------------.175 .122 Reacciones de sustitución simple o desplazamiento -----------.167 Cálculos relacionados con la ley general de los gases ---------.163 Cálculos estequiométricos de reacciones con gases ----------. Reacciones y ecuaciones químicas 3.109 Balanceo por tanteo ----------------------------------------------------.157 Cálculos de reactivo limitante y en exceso ------------------------.101 3.136 Conceptos de oxidación y reducción -------------------------------.112 Reacciones endotérmicas y exotérmicas -------------------------.119 Reacciones de descomposición ------------------------------------.139 Balanceo de ecuaciones por redox ---------------------------------.4 Estequiometría de reacciones ---------------------------------------.160 Porcentaje de rendimiento --------------------------------------------.99 Características macroscópicas de una reacción química -----.100 Niveles de representación de una reacción química ------------.3 Reacciones de óxido-reducción y balanceo de ecuaciones --.130 3.1 Reacciones y ecuaciones químicas ---------------------------------.151 Cálculos masa-mol -----------------------------------------------------.142 3.126 Reacciones de sustitución doble ------------------------------------.154 Cálculos mol-mol --------------------------------------------------------.137 Reglas de los números de oxidación -------------------------------.166 Cálculos masa-volumen -----------------------------------------------.2 Tipos de reacciones químicas ---------------------------------------.117 Reacciones de síntesis o combinación directa ------------------.169 Respuestas a los ejercicios de las unidades I y III ----------------------------.3.110 Balanceo por método algebraico -----------------------------------. que permita orientar la formación de los estudiantes que tienen como objetivo continuar sus estudios de licenciatura en carreras afines. fórmulas y ecuaciónes químicas para expresar la composición de las sustancias. cifras. Sin duda. de fomentar el razonamiento crítico. o bien abordar temas sobre educación ambiental. en el marco de la implementación del Diseño Curricular 2006. es al que tienen mayor acceso los estudiantes. donde está presente la reflexión y la acción. conozca más y la sección compruébalo tu mismo. biografías de científicos. para desarrollar una actitud más positiva hacia nuestro entorno. Nivel submicroscópico Comprende el mundo de los modelos. Debido a la imposibilidad de observar a los átomos. de promover la búsqueda de información. ésta obra ofrece una serie de herramientas didácticas con la finalidad de favorecer la formación de habilidades. . las moléculas y los iones. Nivel simbólico Este nivel representa el mundo del lenguaje y de los símbolos. correspondientes al tronco común. consideramos de gran importancia continuar atendiendo los tres niveles de representación del conocimiento de esta ciencia: lo macroscópico. Esta referido a todo aquello que podemos observar directamente mediante los sentidos.Química cuantitativa I Un nuevo enfoque en la enseñanza de la Química Presentación Este libro de Química Cuantitativa I fue diseñado para la fase especializada de QuímicoBiológicas del nivel bachillerato de la Universidad Autónoma de Sinaloa. las hipótesis y las teorías. Con el mismo propósito se incluyen pequeños apartados que muestran información adicional al tema. el trabajo colaborativo. Al respecto. Al igual que en los libros de Química General y Química del Carbono. el enriquecimiento de esta obra. lo submicroscópico y lo simbólico. y para describir lo que sucede en una reacción química. quienes de manera entusiasta se sumaron a ésta tarea. con el propósito de lograr una mejor comprensión de la química. pues en él se utilizan símbolos. Pueden ser datos. por tanto. en el cual se plantea un nuevo enfoque en la enseñanza y el aprendizaje de la química. la resolución de problemas teóricos y experimentales. y el desarrollo de ejercicios de autoevaluación. El objetivo es que los estudiantes confronten y/o reafirmen sus aprendizajes. tales como: sabías qué. es resultado de la reflexión colectiva y colegiada realizada por los profesores de la academia de química. Nivel macroscópico A este nivel pertenece el mundo de los hechos o lo concreto. Implica un elevado nivel de abstracción. en química es común el uso de modelos físicos y de representación asistida por computadora para interpretar los cambios que ocurren en la naturaleza. experimentos. y de manera particular en el tema de «Reacciones y ecuaciones químicas». Romero Castañeda. Aguirre. Aaron Pérez Sánchez. Salvador Allende. Rosa R. Jesús Torres Sumbra. Rubén Jaramillo y Mazatlán. Angélica María Félix Madrigal. Martín Castro. Alfredo Cabrera Hernández. Carlos Valdez Miranda. Jorge Rafael Linarez Amarillas. Felix Fco. Jorge Manuel Sandoval Sánchez. Emiliano Zapata. Nora Leyva Leyva. María del Rosario Mascareño Mendoza. Unidad Regional Sur Blanca Gutierrez Ruiz. Celso Olais Leal. La Cruz. Martín Robles Soto. Juan Manuel Bojorquez García.. Gloria Maribel Zavala Bejarano. Patricia Zapata Esquivel. el cual fue resultado del trabajo conjunto. Dr. Gabriela Galindo Galindo. Por ello. Altagracia Cabrera Bernal. Ana Alicia Esquivel Leyva. Navarrete Sarabia. Ángel Rafael Álvarez Paz. Rosalío Carrasco Macias. Claudia Nevárez Ibarra. Alfredo Valdez Gaxiola. Asia Cecilia Carrasco Valenzuela. de manera muy especial agradecemos y reconocemos a los profesores colaboradores por sus valiosas aportaciones. María Luisa González Verdugo. Unidad Regional Centro Gloria Fca. Wendy Azucena Rodríguez Cárdenas. Abel Denny Castro Romo y Rosa Amelia Zepeda Sánchez. Conrado Alfonso Díaz Acosta. Waldo Muñoz Espinoza. Quetzalli Alejandra Hernández Zárate. Choix. Griselda Zavala Bejarano. . María del Rosario Zapata Esquivel y Celia Monárrez García. Jorge Alberto Rodríguez Escobedo. Edelia Godínez Martínez. Maricruz Pérez Lizárraga. Marcos Alfredo Lara Flores. desde el inicio hasta la culminación de esta obra. Fco. Guasave. Filomeno Pérez Pérez. Ana Cecilia Méndez Monzón. Guamúchil. Unidad Regional Norte Elmidelia Espinoza López. Unidad Regional Centro-Norte Carmen Imelda Parra Ramirez. Bertha Alicia Valenzuela Uzeta. en las que participaron docentes de química de las Unidades Regionales Norte y Centro-Norte. Guadalupe Gómez Quiñónez. que aportaron sugerencias y comentarios de gran valor. Contribuyeron de manera muy significativa en el mejoramiento del libro. Nuestro agradecimiento a los profesores de las Unidades Académicas: Ruiz Cortines. Maura Elena Velásquez C. Flores Magón. Felipa Acosta Ríos. Lenin Omega Franco. Jenny Salomón Aguilar. de las Unidades Académicas: Central Diurna. Denisse Vega Gaxiola. Zenaida Meza Villalba. Rosa Imelda Moreno Flores. Central Nocturna. Leticia Márquez Martínez y Tomás Ambrosio Castro Sepúlveda. Hnos. Mochis. que colaboraron en esta primera etapa. Un merecido y especial reconocimiento a los compañeros profesores de las Unidades Regionales Centro y Sur.Las actividades para la elaboración de éste libro se iniciaron en el mes de febrero del 2006. Waldo Apodaca Medina. Valle del Carrizo y San Blas. ACADEMIA ESTATAL DE QUÍMICA DGEP-UAS Culiacán. Valoramos profundamente el apoyo recibido para la publicación de este libro a los directivos de la Dirección General de Escuelas Preparatorias de la Universidad Autónoma de Sinaloa. comprensión y estimulo. Agradecemos por su apoyo incondicional en diseño gráfico para el mejoramiento del libro a Juan Carlos Sepúlveda Castro. Septiembre de 2008 .Un amplio reconocimiento al apoyo brindado por la profesora Gloria Maribel Zavala Bejarano al compartir sus experiencias en lo referente a la actividad experimental. Rosales. A nuestras familias por su paciencia. . 5 H2O .Conceptos básicos de estequiometría 11 Unidad I Conceptos básicos de estequiometría CuSO4. 12 Química cuantitativa I . Cuando escuchas la palabra mol con cuál de los siguientes ejemplos lo relacionas: a) La mole de la historieta de los 4 fantásticos.0 x 108 c.m. 3.1 Contesta de manera individual las siguientes preguntas para explorar tus ideas y posteriormente comenta con tus compañeros sobre la respuesta correcta. ¿Cuál de los siguientes enunciados consideras que corresponde al concepto mol? a) Cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de partículas. d) Un átomo de aluminio es 27.02 x 1023 d. a) La masa de un átomo de aluminio es 27. 6. . La frase «La masa atómica del aluminio es 27.Conceptos básicos de estequiometría 13 Propósito de la unidad I Comprender y utilizar los conceptos básicos como mol. b) Unidad fundamental del Sistema Internacional que mide la cantidad de sustancia. Señala cuál de ellas es la incorrecta.a. masa molar y volumen molar para desarrollar la habilidad necesaria en las conversiones entre mol. 1 b. masa. sugiere cuatro interpretaciones. Actividad 1. litros y partículas. c) En un mol de cualquier sustancia habrá un número igual de partículas d) Todas son correctas 3.0 g.0 veces más pesado que 1/12 de un átomo de carbono-12. c) La masa de un mol de átomos de aluminio es 27.»bulto» o «bonche» de cosas d) Cantidad de sustancia 2. b) La masa de un átomo de aluminio es 27. 12 4. ¿Cuántas partículas están presentes en un mol de partículas? a.0 u.0 g. 1. b) El mole oaxaqueño o poblano c) Con un «montón». que el número de átomos presentes en 12 g del isótopo de carbono-12.0». por ejemplo.comprensión y aplicación de los conceptos básicos de la estequiometría. para utilizarlo como patrón de referencia. la palabra mole. También de manera frecuente se utilizan indistintamente los términos masa y peso como si fueran sinónimos. por tanto etimológicamente se define como la «medida de los elementos» o a la cuantificación de las relaciones en que intervienen los elementos en los compuestos y en las reacciones químicas. pero que en el contexto científico adquieren un nuevo significado. Masa atómica 22.1 Conceptos básicos Existen algunos términos que se emplean en la vida diaria. En 1792 el químico alemán Jeremías Benjamín Richter Wenzel fue el primero en utilizar la palabra estequiometría en su libro Fundamentos de la estequiometría. buscaremos definirlos y encontrar las semejanzas y las diferencias entre ellos.14 Química cuantitativa I Introducción Como ya lo mencionamos. dejando claro donde y cuando deben ser utilizados. masa fórmula y masa molar. masa atómica relativa y masa atómica promedio. que significa «elemento». La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de las masas y los volúmenes de los reactivos y productos que participan en una reacción química.66 x10-24g. En nuestro caso utilizaremos el término masa para referirnos a la cantidad de materia. esta unidad tiene como propósito fundamental el de introducir al alumno en el conocimiento. al que se le asigna un valor exacto de 12 uma. . La palabra estequiometría viene del griego stoicheion. Masa atómica Se define como la masa de un átomo. y metron. «medida». Por ejemplo.99 +1 Na Sodio 11 Unidad de masa atómica (uma) Una uma se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. En ocasiones encontramos conceptos como. expresada en unidades de masa atómica (uma). Asimismo revisaremos los conceptos masa molecular. masa atómica. porque para medir la masa de los átomos se asigna un valor a la masa de un átomo determinado. actualmente por razones de precisión. uma Masa atómica relativa Se dice que la masa de un átomo es relativa. se utiliza la masa del isótopo de carbono12. de la cuál hablaremos más adelante. 1. Asimismo es igual a 1. Entonces si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 unidades de masa atómica. Pero. entonces la masa del perro será 6 veces mayor que la del gato. 24 kg 4 kg Si comparamos una misma masa para ambos grupos de animales. la masa de un átomo se expresa como masa atómica promedio y se puede determinar si se conoce la masa relativa de los isótopos y la abundancia relativa de cada uno. .36% de la masa del carbono-12. la masa atómica promedio del oxígeno será 15. la masa de un perro será la misma que la de seis gatos. se ha encontrado experimentalmente que en promedio un átomo de helio tiene 33. Por ejemplo.998 uma. el por qué las masas atómicas son relativas. numéricamente serán diferentes. la masa atómica del helio debe ser: 0. La masa atómica promedio se define como la masa promedio de los isótopos de un mismo elemento. Esta información la proporciona un espectrómetro de masas. La relación sigue siendo 1: 6 24 kg 24 kg Masa atómica promedio Debido a la existencia de isótopos naturales.Conceptos básicos de estequiometría 15 La masa atómica relativa nos indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que la unidad de masa atómica.003 uma Con la finalidad de clarificar todavía más.3336 x 12 = 4. Por ejemplo: Si tomamos en cuenta los isótopos del oxígeno y su abundancia relativa. veamos la siguiente analogía: Si el patrón de referencia es el gato y su masa es de 4 kg. 5859 y 29.16 Símbolo Masa atómica Abundancia Masa isotópica X abundancia (uma) (%) 100 16 Química cuantitativa I Fracción de masa O O O 15. 4.999 17.9831.999 17.05.99758) 16. 17O+ y 18O+.999 (0. La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la molécula.2 En forma colaborativa determina la masa atómica promedio del silicio.008 32.06 16 Número de átomos 2 1 4 Fracción de masa = 2.999 0 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 En un espectro de masas se grafica la abundancia relativa de las partículas cargadas contra la relación masa/carga. Sus abundancias relativas son de 92.994 Abundancia relativa 100 50 16.994 (0.994 16.068 uma .00037) 17. ¿Cuál será la masa atómica promedio del silicio? Masa molecular Se define como la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica (uma).037 0. Por ejemplo: la molécula de ácido sulfúrico.00205) 15.06 = 64.205 15.998 17 18 O Masa atómica promedio (uma) 15.En este caso se muestra el espectro de masas de los iones de 16O+. El silicio presenta tres tipos de isótopos cuyas masas relativas son: 27. 28.016 = 32. respectivamente. H2SO4 . Tipo de átomo H S O Masa atómica 1.999 (0.03689 15. m/e Actividad 1.27.99858.758 0. tiene una masa molecular de 98 uma.00629 0.68 y 3.955 0.0 Masa molecular del ácido sulfúrico= 98.999 99. La masa fórmula se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la fórmula unitaria.06 16 Número de átomos 1 3 Fracción de masa = 32.3 En forma individual o colaborativa determina las masas moleculares de las siguientes especies químicas.06 uma. Tipo de átomo S O Masa atómica 32. es de 80. La masa de esta fórmula unitaria la denominaremos masa fórmula.0 Masa molecular del anhídrido sulfúrico= 80. . Masa molecular a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l) HNO3 H3PO4 H2CO3 NO2 CO2 Cl2O H3BO3 H2SO3 HClO3 I2O5 As2O3 Br2O7 Ácido nítrico Ácido fosfórico Ácido carbónico Dióxido de nitrógeno Dióxido de carbono Anhídrido hipocloroso Ácido bórico Ácido sulfuroso Ácido clórico Anhídrido yódico Anhídrido arsenoso Anhídrido perbrómico Masa fórmula En un compuesto iónico no podemos hablar en términos de moléculas.06 uma Actividad 1.Conceptos básicos de estequiometría 17 La masa molecular del anhídrido sulfúrico (trióxido de azufre) SO3 .06 = 48. porque éstos están formados por una red de iones positivos y negativos y su representación simbólica es la celda unitaria o unidad fórmula (fórmula unitaria). 5 = 32.5 32.56 Actividad 1.06 = 64 Masa fórmula del CuSO4= 169. Masa fórmula a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l) m) n) o) NaNO3 Ca3(PO4)2 K2CO3 Mg(NO2)2 Al2(SiO3)3 Fe(ClO)2 Li3BO3 BaSO3 KClO3 CaO Ca(OH)2 MgO NaOH Na2O Mg(OH)2 Nitrato de sodio Fosfato de calcio Carbonato de potasio Nitrito de magnesio Silicato de aluminio Hipoclorito de hierro II Borato de litio Sulfito de bario Clorato de potasio Óxido de calcio Hidróxido de calcio Óxido de magnesio Hidróxido de sodio Óxido de sodio Hidróxido de magnesio . tiene una masa fórmula de: Tipo de átomo Masa atómica Número de átomos Cu S O 63.06 16 1 1 4 Fracción de masa = 63.4 En forma individual o colaborativa determina la masa fórmula de las siguientes especies químicas. CuSO4 .18 Química cuantitativa I Por ejemplo: la unidad fórmula del sulfato cúprico. ¿Cómo se define al mol? El mol se define como la unidad fundamental de la magnitud «cantidad de sustancia» en el sistema internacional de unidades (SI). dos grupos integrados por especialistas en física y química.Conceptos básicos de estequiometría 19 Mol y número de Avogadro La necesidad de contar con una unidad de comparación más grande entre átomos y moléculas que permitiera relacionar la masa de cualquier sustancia con su número de partículas. iones o electrones) o bien. iones. Asimismo el término molecular proviene del latin molécula. que significa masa grande. El término «mol» etimológicamente proviene del latín moles. Fig.022 x 1023 partículas fundamentales (átomos.012 kilogramos de carbono-12. que significa masa pequeña. Magnitud Longitud Masa Temperatura Tiempo Cantidad de sustancia Intensidad luminosa Intensidad de corriente Nombre de la unidad Metro Kilogramo Kelvin Segundo Mol Candela Ampere Símbolo m kg K s mol cd A La IUPAC define al mol como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0. Esta definición prevaleció hasta 1971. en la cual el sufijo – cula denota una versión diminutiva de la palabra que modifica. moléculas. por el químico alemán Wilhelm Ostwald en la primera década del siglo XX. respectivamente.1. llevó a los químicos a establecer la unidad de cantidad de sustancia denominada mol.2. Él mismo lo estableció así. El término mol fue utilizado por primera vez. moléculas o electrones). como la cantidad de sustancia que contiene 6. el peso normal o molecular de una sustancia expresada en gramos se debe llamar a partir de ahora mol». . año en que esta magnitud se adoptó al SI (sistema internacional de unidades) como una entidad diferente de la masa por acuerdo de la IUPAP y la IUPAC. Wilhelm Ostwald químico alemán (1853-1932). (átomos. Esto porque las partículas son tan pequeñas que su masa y tamaño no pueden medirse directamente.. quién estableció en 1811. masa. química. aunque a fines del siglo XIX se convirtió en la base para la determinación de las masas atómicas.20 Química cuantitativa I El término cantidad de sustancia es una magnitud fundamental. número de partículas que intervienen en los procesos. Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Cerreto (1776-1856). Para ello.022 x 1023 = 602 200 000000 000000 000000 partículas Este número se lee como: Seiscientos dos mil doscientos trillones de partículas Recibe el nombre de número de Avogadro (NA) en honor al físico Italiano Amadeo Avogadro. su masa y tamaño. y a partir de ahí determinar de manera indirecta. de la necesidad de contar partículas o entidades elementales submicroscópicas en forma indirecta a partir de propiedades macroscópicas. como la masa y el volumen.. volumen y la variable submicroscópica. En otras palabras. Físico y matemático italiano practicó la abogacía por muchos años antes de interesarse en la ciencia? Su trabajo más famoso. la siguiente hipótesis convertida hoy en Ley de Avogadro: «A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura tendrán el mismo número de moléculas» ¿Sabías qué . macroscópica y extensiva. Cantidad de sustancia Mol 12 g de C 40 g de NaOH 98 g de H2SO4 63 g de HNO3 6. fue ignorado durante su vida.022 x 1023 entidades elementales 6. Es aquí donde se introduce el concepto mol y la constante de Avogadro. . ahora conocido como ley de Avogadro. es necesario medir un número muy grande de ellas. Surge de la necesidad de establecer una relación entre las propiedades macroscópicas. pero quizás las siguientes analogías ayudarán a expresarlo: Para que te des una idea .442 habitantes.226 x 1015 partículas Los dos millones seiscientos ocho mil cuatrocientos cuarenta y dos habitantes de Sinaloa lograrían contar sólo 8.Conceptos básicos de estequiometría 21 Es difícil imaginar qué tan grande es el número de Avogadro en realidad..000. que el número de Avogadro es demasiado grande para contarlo de esa manera. 1 día X 60 min. las cuales son proporcionales a 18 g o 18 mL de agua. esta cantidad es insuficiente para saciar la sed. Compruébalo tú mismo. Esto se lee: Ocho mil doscientos veintiseis billones de partículas.000 partículas. ¿Y el resto quién lo contaría? No obstante. trabajar y alimentarse.5.608. Si tienes duda. b) Promover el trabajo colaborativo ¿Qué se necesita? 25 granos de alubias 25 granos de frijol 25 granos de garbanzo 1 balanza granataria 3 vasos de plástico (chicos) . Propósito: a) Utilizar el semillol para comprender el concepto mol y número de Avogadro.226. Si en un mililitro hay aproximadamente 20 gotas de agua. existen 6. Si cada habitante contara a una velocidad de 60 partículas por minuto y tuviera un promedio de vida de100 años. si se trata de relacionar lo macro con lo submicro. Entonces cabría hacernos la siguiente pregunta: ¿cuántas moléculas estarán contenidas aproximadamente en una gota de agua? 1 gota de agua x 1mL de agua x 1 mol de agua x 6. revisa los siguientes cálculos: 2.442 habitantes X 100 años 1 hab X 365 días 1 año X 24 hrs. No alcanzarían a realizar el conteo.67 x 1021 moléculas H2O Actividad 1..022 x 1023 moléculas de agua. sin tomar en cuenta que además tiene que dormir.022x1023moléculas de agua 20 gotas de agua 18 mL de agua 1 mol de agua = 1. Según los datos del INEGI hasta el 2005 en Sinaloa había un total de 2.608.000. se encontrará que en un mol de agua.000. 1 hr X 60 seg 1 min X 1partícula 1 seg = 8. El experimento se realiza de acuerdo a la siguiente analogía: Nivel macroscópico Entidades: Semillas Unidad básica: Semillamol No.22 ¿Cómo lo vamos a hacer? 1. Garbanzo 4.022 x 1023 Átomos / mol donde X = masa de 25 granos n = 25 (número de granos) Masa relativa Semillamol Masa Molar (g) Semillagadro (No. Debe corresponder un vaso a cada tipo de grano: Vaso 1 2 3 3. Registra la masa de cada vaso + granos. (He) que es un gas valioso utilizado en la industria. de semillas: Semillagadro Nivel submicroscópico Entidades: Átomos Unidad básica: mol No.003 uma. luego cuente el número de granos obtenidos. Frijol 3. Frijol 3. Garbanzo 5. Se forman los equipos de trabajo y se reúne el material necesario. Se taran previamente los vasos de plástico. de semillas) Masa del vaso(g) Masa de un grano (X/n) Masa molar La masa molar de una sustancia se puede expresar como la masa en gramos de 1 mol de entidades elementales (átomos. la masa molar del helio será de 4. frijoles y vaso (3). en buceo profundo en el mar y en globos. al restar la masa del (vaso). tiene una masa atómica de 4. Masa molar de un elemento La masa molar de un elemento es numéricamente igual a la masa atómica sólo cambian las unidades de uma a gramos/mol. el helio. Masa del vaso + granos Masa del vaso Grano Masa de 25 granos (X) 1. frijol y garbanzo) mediante la expresión: X n Grano 1. alubias. Registra la masa de cada uno de ellos. Por tanto. Química cuantitativa I 2. Determina la masa de un grano (de alubias. de la masa del (vaso + granos). Por ejemplo. ese número es el semillagadro.003 g/mol. 6. Alubia 2. de Átomos: 6. mida en el vaso correspondiente el semillamol (masa molar) de los granos. vaso (2). Obtenga la masa correspondiente a los 25 granos de cada conjunto. en investigación. garbanzos. iones o moléculas) de la sustancia. Coloca 25 granos en cada vaso: vaso (1). . Alubia 2. Para calcular el semillagadro. Conceptos básicos de estequiometría 23 Masa molar de un compuesto La masa molar de un compuesto se obtiene al sumar las masas de todos los átomos que aparecen en una fórmula química, expresada en gramos/mol. Sustancia Masa atómica Masa molecular Masa fórmula 1.008 uma 2.016 uma 22.99 uma 58.44 uma 97.988 uma Masa molar Número de átomos, moléculas o unidades fórmula 6.022 x 10 23 átomos de hidrógeno 6.022 x 10 23 moléculas de hidrógeno 6.022 x 10 23 átomos de sodio 6.022 x 10 23 unidades fórmula de cloruro de sodio 6.022 x 10 23 moléculas de ácido fosfórico 6.022 x 10 23 unidades fórmula de hidróxido de calcio H H2 Na NaCl H3PO4 1.008 g/mol 2.016 g/mol 22.99 g/mol 58.44 g/mol 97.988 g/mol 74.096g/mol Ca(OH)2 74.096 uma Ejemplo 1. El agua es un líquido vital. Es esencial para la vida en general, y para las plantas en particular, que son los productores primarios, por lo cual su deterioro afecta al ecosistema global del planeta. Determina la masa molar del agua. Información necesaria: Se necesita conocer las masas atómicas del hidrógeno y el oxígeno, las cuales se consultan en la tabla periódica. H= 1.008 uma O=16 uma Estrategia: Se suman las masas de los átomos que constituyen un mol de agua (H2O) y el resultado se expresa en gramos/mol. Solución: 2 mol de átomos de H 1 mol de átomos de O 1 mol de agua (H2O) = 2 x 1.008 g = 1 x 16 g = 2.016 g = 16 g = 1 x 18.016 g = 18.016 g 24 Química cuantitativa I ¿Sabías qué ... tres cuartas partes de la superficie de la Tierra están cubiertas de agua? El 98% corresponde a agua salada de mares y océanos, y el 2% es agua dulce de los ríos, lagos, manantiales, mantos acuíferos y de las capas polares. Sólo el 0.6% del agua dulce es aprovechada por el ser humano, las plantas y los animales. Actividad 1.6 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de cálculos de masa molar. a) El ácido sulfúrico, H2SO4, tiene muchas propiedades útiles: es un ácido fuerte, un buen agente deshidratante, un agente oxidante moderadamente bueno, y es usado en los acumuladores de los automóviles. Calcula su masa molar. b) La urea, (NH2)2CO, se utiliza como fertilizante. Determina su masa molar. c) El carbonato de sodio decahidratado, (Na2CO3.10 H2O), conocido como sosa para lavar, se emplea en los detergentes en polvo como agente ablandador. Calcula la masa molar. d) El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, se utiliza en las plantas potabilizadoras de agua, como agente floculizante. ¿Cuál es su masa molar? Volumen molar Los científicos Amadeo Avogadro (1776-1856), italiano y André Marie Ampere (1775-1876), francés, simultáneamente enunciaron una hipótesis que posee gran importancia y que de un modo injusto se suele atribuir sólo a Avogadro. Dicha hipótesis se expresa así: Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si se hallan en iguales condiciones de presión y temperatura. ¿A quién se le podría ocurrir en esa época que un gas compuesto por moléculas enormes (con diez átomos cada una, por ejemplo) ocupara el mismo volumen que otro con moléculas monoatómicas? Sin embargo, Avogadro tuvo razón...No importa el tamaño ni el número de los átomos que constituyen las moléculas de los gases; en un volumen dado de cualquiera de ellos existe el mismo número de moléculas (a la misma presión y temperatura). Conceptos básicos de estequiometría 25 La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en el recipiente. En un mol están presentes 6.022 x 10 23 partículas, por tanto, un mol de cualquier gas a la misma temperatura y presión tendrá el mismo volumen. Se ha calculado experimentalmente que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es 22.4 Litros a temperatura y presión normales. Este volumen (22.4 L) se denomina volumen molar de un gas. 16.0 g CH4 131.3 g Xe 32.0 g O2 44.0 g CO2 28.0 g N2 17.0 g NH3 22.4 L 28.2 c m .2 28 cm 36.5 g HCl 28.2 cm 64.1 g SO2 2.016 g H2 34.1 g H2S H2 He ¡Me siento ligero! Porque llevo a cuestas 3 mol de gases diferentes. ¿Cuántos litros y partículas estarán contenidos? O 2 La cantidad de sustancia en relación con otras magnitudes Las relaciones entre la cantidad de sustancia, n; la masa, m; el volumen, V y el número de partículas o entidades elementales, N, se dan a partir de la masa molar, M, el volumen molar, Vm, y la constante de Avogadro, NA. 2 Conversiones masa. que se resuelven mediante el análisis dimensional.022 x 1023partículas 6.016 gramos 1 mol de H2 ¿Sabías qué . 1. mol. mol. ¿Encuentras alguna relación de estos datos con el número de Avogadro? . 1. son la regla de tres y el método del factor unitario o razón unitaria. existe ya un día para festejar al mol? Este festejo inicia a las 6:02 am del día 23 de octubre.022 x 1023partículas 22. número de partículas y volumen En el estudio de la química es esencial aprender a plantear y resolver problemas numéricos de modo sistemático. Por ejemplo: 1 kilogramo 1000gramos 100 centímetros 1 metro 1 atmósfera 760 mm de Hg 1 mol de partículas 6..3 La cantidad de sustancia en relación con otras magnitudes Estas relaciones nos permiten realizar conversiones entre masa. número de partículas y volumen. Este último consiste en un conjunto de operaciones de proporcionalidad directa.4 L 22. el cual consiste en un análisis de las unidades de lo que se desea obtener y las unidades de los datos con que se cuenta.4 L 1 mol de partículas 1 año 365 días 30 días 1 mes 2. Los procedimientos que se pueden utilizar para resolver problemas estequiométricos. Las razones unitarias o factores unitarios indican la relación que existe entre diferentes unidades que son físicamente equivalentes o que expresan la misma cantidad física.26 Masa n=m/M Cantidad de sustancia n=N/NA Número de partículas (N) Volumen n=V/Vm Química cuantitativa I Donde: Vm= Volumen molar NA= Número de Avogadro Fig.. 238 kg de CO2/año 1 L de gasolina Resultado = 1. se conoce el rendimiento de km/litro por cada auto.5 km X 2. ¿Cuántos kilogramos de CO2.51 kg de CO2 =1. Esquema de solución: Número de autos⎯→ km. Información necesaria: No se necesita información adicional.Conceptos básicos de estequiometría 27 Ejemplo: Un litro de gasolina en el motor de un automóvil produce 2. Estrategia: Se recomienda leer con atención el problema y determinar con qué datos se cuenta y cuál se necesita obtener.238 ton de CO2/año .51kg de CO2.478. Se necesita determinar los kilogramos de CO2 producidos en un año. la cantidad de CO2 que se genera con un litro de gasolina. En este caso.478. es decir que promueve el calentamiento de la atmósfera terrestre.000 kilómetros por año con un consumo de 8. que es un gas invernadero.287. el kilometraje promedio por año de cada auto y el número de autos en Sinaloa.año/auto ⎯→L/km⎯→kg de CO2/L Solución: 625 769 autos X 8000 km/año 1 auto X 1L de gasolina 8.5 km/litro. se generan en un año en el estado de Sinaloa? Si hasta el 2006 circulaban 625 769 vehículos particulares y en promedio cada uno recorre 8.287. 096 g/mol Estrategia: Si se conoce que un mol de hidruro de calcio equivale a 42. arteriosclerosis.575 mol de NaCl a gramos.99 uma y del cloro. relacionar a un mol y convertir 0. la falta de sodio puede causar convulsiones.08 uma.096 g Xg X= (1. deshidratación.096 g de CaH2 1 mol de CaH2 = 72. NaCl.826 g de CaH2 .73 mol de CaH2.575 mol de cloruro de sodio. Masa molar del CaH2= 42. Masas atómicas: Ca=40. para determinar la masa equivalente a 1.73 mol de CaH2. Esquema de solución: mol ⎯→ gramos Solución: a) Por regla de tres 1 mol CaH2 1.008 uma. Cl=35. NaCl. puede provocar un aumento en la presión sanguínea. Información necesaria: Las masas atómicas del sodio. Calcula la masa en gramos que equivale a 0.73 mol de CaH2) (42. Sin embargo.096 g) 1 mol de CaH2 X= 72. parálisis muscular. edemas. Esquema de solución: moles ⎯→ gramos Solución: a) Por regla de tres 42. Na=22. disminución del crecimiento y entumecimiento general. entonces se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario.28 Química cuantitativa I Conversiones mol a masa Ejemplo 1: El hidruro de calcio es un compuesto que se emplea principalmente como agente desecante para obtener éter seco en el laboratorio. Información necesaria: Con el apoyo de la tabla periódica se determina la masa molar del hidruro de calcio.826 g de CaH2 b) Por factor unitario 1.096 gramos.45 Estrategia: Determinar la masa molar del cloruro de sodio.73 mol CaH2 42.73 mol de CaH2 x Ejemplo 2: Un consumo excesivo de cloruro de sodio. H=1. Calcula la masa en gramos que equivale a 1. y que un mol de cualquier gas ocupa 22. NaCl. Por tanto.un mol de sal común. a) El oro puro..44 g de NaCl) 1 mol de NaCl X= 33. He Actividad 1.603 g de NaCl b) Por factor unitario 0.45 g cantidad que puedes tener en la palma de la mano.575 mol de NaCl x 58. lo cual es suficiente para inflar un globo hasta un diámetro de 35 cm.575 mol NaCl X= 58. a temperatura de 00C y una presión de 1 atmósfera? Sal.7 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones mol a masa.44 g de NaCl X g de NaCl (0. Au.603 g de NaCl 1 mol de NaCl ¿Sabías qué . H2O Gas helio.20 mol del mismo? .575 mol de NaCl) (58. (denominado de 24 quilates) es demasiado blando para usarlo en joyería. para hacerlo más fuerte se alea con plata o cobre..Conceptos básicos de estequiometría 29 Solución: a) Por regla de tres 1 mol NaCl 0. NaCl Agua. tiene una masa de 58.4 litros. y que un mol de agua tiene una masa de 18 g y ocupa un volumen de 18 mL (un poco menos de 4 cucharadas de ese líquido).44 g de NaCl = 33. ¿Cuántos gramos de oro corresponden a 0. 75 mol de glucosa. No solamente el producto es altamente explosivo sino que debe trabajarse con mercurio líquido (que emite vapores peligrosos) y ácido nítrico concentrado (sumamente corrosivo).5 mol Mg(OH)2 . a fin de obtener margarinas para uso en el hogar.5 mol de etanol (CH3CH2OH) 4) 1.5 mol de aspirina.7g de fulminante de mercurio. ¿Cuántos gramos de HNO3 fueron utilizados? d) Un químico al desarrollar un procedimiento para mejorar la hidrogenación de aceites vegetales. ¿Cuántos gramos hay en 0. C6H12O6 3) 0.75 mol de CO2 6) 0.5 mol de Cu 2) 0.5 mol de ácido nítrico y se obtuvieron 20.30 Química cuantitativa I b) El fulminato de mercurio Hg(CNO)2 es un explosivo muy sensible al choque y se utiliza en la fabricación de fulminantes para proyectiles (balas).420 mol de Zn? f) ¿Cuántos gramos hay en cada una de las muestras siguientes? 1) 1. C9H8O4 5) 0. En una prueba de ensayo se emplearon 2. utilizó 6 mol de ácido oleico (C18H32O2). ¿Cuántos gramos de aceite utilizó en su experimento? e) El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para formar latón (al alearse con el cobre) y para recubrir el hierro a fin de prevenir la corrosión (proceso de galvanizado). ¿Cuántos gramos de este compuesto se corresponden con 0.50 mol? c) La preparación de fulminato de mercurio es peligrosa. cobre.016 g de H2 X= 3. mercurio. para convertir los 6. plomo.016 g/mol Estrategia: Si se conoce que un mol de hidrógeno molecular equivale a 2.46 g de H2) 2. bismuto. molibdeno y wolframio) en metales. en la producción de metanol. en la hidrogenación catalítica de aceites vegetales para producir grasas sólidas comestibles.46 g de hidrógeno molecular? Información necesaria: Se necesita conocer la masa molar del hidrógeno molecular a partir de la masa atómica del hidrógeno.016 gramos.204 mol de H2 b) Por factor unitario 6.016 g de H2 = 3. desempeña un papel importante en los procesos industriales: se utiliza en la síntesis de amoniaco. H = 1. ¿Cuántos mol de hidrógeno hay en 6.46 g de H2 a mol. entonces se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario. Ante el agotamiento de las reservas de combustibles fósiles (petróleo) el hidrógeno puede ser una fuente alternativa de energía y además no contaminante. El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo y el tercero en abundancia en la corteza terrestre.Conceptos básicos de estequiometría 31 Conversiones masa a mol Ejemplo 1.204 mol de H2 .008 uma H2= 2. Esquema de solución: gramos ⎯→ mol Solución: a) Por regla de tres 1 mol de H2 X mol de H2 X= 2. también se utiliza para reducir o transformar diferentes óxidos metálicos (como los de plata.46 g de H2 X 1 mol de H2 2.016 g de H2 6.46 g de H2 (1 mol de H2) (6. El agua de mar es una buena fuente de magnesio. Ca 2+.0 g de ese elemento? b) Las unidades de refrigeración utilizan freones.8 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a mol. ¿Cuántos mol de magnesio hay en 87.010% en masa de yoduro de potasio (KI). El freón-12 tiene fórmula CCl2F2.5 % de su masa. como polvo de hornear y en los extinguidores.3 gramos de magnesio. ¿Cuántos mol de calcio están contenidos en 5. de cada kilogramo de agua de mar. a) El ion calcio. sustancias inodoras y no tóxicas para el ser humano. pero dañinas para la capa de ozono. O2 6) 90 g de glucosa.3 gramos de magnesio? f) Convierte a mol las cantidades siguientes: 1) 20 g de Au 2) 20 g de Fe2O3 3) 120 g de etanol (CH3CH2OH) 4) 120 g de gas hidrógeno.32 Química cuantitativa I Actividad 1. ¿Cuántos mol de KI se encuentran en un paquete ordinario de esta sal. H2 5) 90 g de gas oxígeno. ¿Cuántos mol de freón-12 fueron utilizados en un compresor de un refrigerante al ser cargado con 156 g de dicho gas? c) El bicarbonato de sodio (NaHCO3) es un compuesto que se utiliza como antiácido estomacal. alrededor del 2. Aproximadamente el 90% de calcio en el organismo se encuentra en forma de fosfato o carbonato. es posible obtener casi 1. C6H12O6 . es el principal integrante de los huesos y dientes. Es uno de los responsables de la dureza del agua. ¿Cuántos mol de bicarbonato de sodio están contenidos en 500 g de este compuesto? d) Una conocida marca comercial de sal yodada contiene 0. ya que al descomponerse por el calor libera dióxido de carbono. cuya masa es de 1000g? e) El magnesio es el sexto elemento en abundancia en la corteza terrestre. 06 g = 6.022 x 1023 átomos de azufre X átomos de azufre 23 X= (16.06 uma.022 x 10 átomos de azufre) 32. igual a 32.Conceptos básicos de estequiometría 33 Conversiones masa a número de partículas Ejemplo 1. La ponzoña de la abeja común es una mezcla acuosa de diferentes compuestos.3 g de azufre 6. lo cual da origen al fenómeno denominado «lluvia ácida». Estrategia: Determinar la masa molar del azufre. El azufre es un elemento no metálico que está presente casi siempre en las gasolinas. C5H9N3=111g/mol .06 g de azufre 1 mol de azufre Ejemplo 2.06 g de azufre 16.022 x 1023 átomos de azufre Esquema de solución: gramos ⎯→ mol ⎯→ átomos Solución: a) Por regla de tres 32. S=32.3 g de azufre) (6.062 x 1023 átomos de azufre b) Por factor unitario 16.06 g/mol. de ahí se obtiene el equivalente en gramos de 1 mol de azufre y se relaciona con el número de Avogadro para determinar el número de átomos de azufre. que al salir a la atmósfera reaccionan con el agua formando ácido sulfúrico. En promedio el aguijón de una abeja puede inocular en las víctimas aproximadamente 35 mg de ponzoña. Entre estos está la histamina (cuya acción fisiológica puede neutralizarse con antihistamínicos) en un porcentaje que puede llegar al 0. Cuando la gasolina se quema en el pistón del motor. ¿Cuántos átomos hay en 16. ¿Cuántas moléculas de histamina (C5H9N3) son inoculadas en promedio en cada picadura? Información necesaria: Se necesita conocer la masa molar de la histamina.013%. el azufre que contiene se transforma en óxidos de azufre.022x1023 átomos de azufre= 3.3 gramos de azufre? Información necesaria: Con el apoyo de la tabla periódica se obtiene la masa atómica del azufre. 1 mol de S= 32.06 g de azufre X= 3.062 x 1023 átomos de S 32.3 g de azufre X 1 mol de azufre X 6. 022 x 1023 moléculas X moléculas de hist. 6.022x1023moléculas de histamina 100g ponzoña 111g histamina 1 mol histamina X= 2.022 x 10 moléculas) 1mol de histamina X= 4.013g ) 100 g X= 0. 111 g de histamina 4.55 x 10-6g) (1mol ) 111 g -8 23 X= (4.013 gramos de histamina.55 x 10-6 g de hist.099 x 10-8 mol de histamina X= 2.468 x 1016 moléculas de histamina . X= (4.035g) (0.55 x 10-6g de histamina 1mol de hist.013g histamina x 1 mol histamina x 6. X mol de hist. se convierte a mol y estos a moléculas.34 Estrategia: Química cuantitativa I Convertir los 35 miligramos de ponzoña a gramos y determinar la cantidad de histamina presente en esos 35 miligramos.035g de ponzoña X= 0.099 x 10 mol) (6.035g ponz x 0.00000455 g de histamina X= 4. sabiendo que en 100 gramos de ponzoña hay 0.468 x 1016 moléculas de histamina b) Por factor unitario 0.099 x 10-8 mol de hist. 1mol de histamina 4.035 g de ponzoña 100 g de ponzoña 0. Esquema de solución: gramos ⎯→ mol ⎯→ moléculas Solución: a) Por regla de tres 1g de ponzoña Xg X= (1 g) (35 mg ) 1000 mg 1000 mg 35 mg = 0.013 g de histamina X g de histamina (0. Una vez determinada la cantidad de histamina. ¿Cuantos iones sodio hay en 200g de NaF? f) El kilate es la unidad de masa usada por los joyeros. ¿cuántos átomos de carbono están presentes en un diamante de 5 kilates? g) La densidad del agua es d= 1. Un kilate equivale a 200 mg. ¿Cuántas moléculas existen en 15 g de propano? d) El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes. fertilizantes. ¿Cuántas moléculas de agua. se utiliza en la construcción de naves espaciales. dentífricos y bebidas gaseosas.Conceptos básicos de estequiometría 35 Actividad 1. están presentes en 6.00 g/mL a 40C. ¿Cuántas moléculas de óxido nitroso están contenidas en un envase aerosol cargado con 160 gramos de dicho gas? b) El titanio es un metal ligero y resistente a la corrosión. a) Uno de los primeros gases propulsores usados para aerosol en envases metálicos fue el óxido nitroso. debido a que la persona que lo inhala le produce risa. aviones y motores para éstos.5 mL de agua a dicha temperatura? .9 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a número de partículas. ¿Cuántos átomos de titanio hay en 1g de este metal? c) El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza como combustible en la cocina. (N2O) llamado también «gas hilarante». ¿Cuántas moléculas de ácido fosfórico hay en 40g del mismo? e) El fluoruro de sodio es la sustancia que se usa en algunas pastas dentales para combatir caries. De esta manera. el metal se acumula en los riñones.33%.. Mientras que una pieza de 24 kilates tiene una pureza de 100% y es de oro puro. Su tiempo de retención en los tejidos es muy elevado (en los riñones un promedio de 65 días). El kilate de orfebrería se utiliza para designar la pureza o ley de los metales y equivale a 1/24 parte de la masa total de la aleación que la compone. lo cual es una de las causas de su elevada toxicidad. ¿Cuántos átomos hay en 2 cm3 de Hg? i) Se determinó la masa de una gota de agua. La densidad del mercurio es de 13. si una cadena está hecha con una aleación de oro de 14 kilates.sobre el mercurio El mercurio tiene muchas aplicaciones. hidrargirium. las amalgamas son una fuente de vapor de mercurio. ocasionando que el aire de los alrededores se ubique en un nivel muy por encima de los límites de seguridad. Por ejemplo... ¿Cuántas moléculas de agua tiene dicha gota? Conozca más . ya empieza a ser reemplazado por el uso de bismuto y resinas que son menos tóxicos.6 g/cm3.36 Química cuantitativa I h) El mercurio es un metal líquido cuyo símbolo Hg proviene del latín. como la amalgama de plata que se utiliza en empastes en odontología. que significa «plata líquida». Su elevado coeficiente de expansión térmica hace que sea un líquido adecuado para su uso en termómetros y barómetros. y el líquido se evaporiza. Sin embargo. y el resultado final del envenenamiento con mercurio es un grave daño al sistema nervioso central. En México se siguen utilizando las amalgamas de mercurio.el quilate o kilate es una unidad de masa que se utiliza en dos formas distintas? Cuando nos referimos al kilate de joyería éste se utiliza para pesar gemas y diamantes y equivale a 200 mg. cerebro y testículos. se enlaza con las proteínas. ¿Sabías qué .05 g. resultando ser 0. se disuelven en mercurio y producen amalgamas. Pero el mercurio tiene una elevada volatilidad. y las de los empastes de los dientes liberan vapor tóxico directamente al organismo. La investigación ha demostrado que el cepillado de los dientes y el masticar aumentan el proceso de vaporización. tal vez porque se cree que son seguras o porque el envenenamiento es tan lento que los daños ocasionados no se relacionan con la puesta de éstas. contiene 14/ 24 partes de oro y tiene una pureza de 58. Después de introducirse en el organismo como vapor de mercurio. También algunos metales. .. pero es un veneno acumulativo. es igual a 12. tales como el grafito (una de las sustancias más blandas y más baratas) y el diamante (una de las sustancias más duras y más caras).995 x 10-23 g de C 23 6. dúctil. se determina la masa correspondiente a un sólo átomo. blando.022 x 1023átomos de carbono. pero es sensible al cloro y al agua regia. 1 mol de C= 12.022 x 1023 átomos de carbono 1 átomo de carbono X= (12.10 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de número de partículas a masa.01 g de carbono X g de carbono 6. de color amarillo.022 x 10 átomos de C 1 mol de carbono Actividad 1. que equivale a la masa de 6.01g de C = 1. brillante.022 x 1023 átomos de carbono X= 1.022 x 1023 átomos de carbono Solución: a) Por regla de tres 12. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de oro? . El carbono es un elemento no metálico que se presenta en la naturaleza en diversas formas alotrópicas. el cual no reacciona con la mayoría de las sustancias químicas. Estrategia: A partir de la masa molar del carbono.995 x 10-23 gramos de carbono b) Por factor unitario 1 átomo de C X 1 mol de carbono X 12. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de carbono? Información necesaria: La masa atómica del carbono.01 uma.01 g de carbono) (1 átomo de carbono ) 6. a) El oro es un metal de transición.Conceptos básicos de estequiometría 37 Conversiones de número de partículas a masa Ejemplo 1.01 g = 6. Es uno de los productos del metabolismo de los carbohidratos en los seres humanos. porque nadie había logrado sintetizar algún compuesto que los contuviera. C2H5OH. C9H8O4? c) Desde hace muchos siglos. el etanol. si la fórmula molecular del compuesto es C6H8O6? . ¿cuál es la masa en gramos de 3. Kr. ¿Cuál es la masa en gramos de 2. ¿Cuál es la masa en gramos de una molécula de aspirina. componente del suero fisiológico.7 x 1022 moléculas de ácido ascórbico. Sin embargo. tiene además propiedades anticoagulantes.6 x1023 moléculas de butano? e) La glucosa (C6H12O6).35 x1021 moléculas de etanol? d) El combustible de los encendedores desechables es mayormente butano (C4H10). Ne. los elementos del grupo 18 (He. Xe y Rn) se denominaron «gases inertes». desde 1962 se han preparado varios compuestos de Xenón. maíz y cebada). se ha producido por fermentación de la glucosa derivada del almidón de los granos (en especial.5 x 1023 moléculas de XeF6? g) El ácido ascórbico (vitamina «C») cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado común. Ar.38 Química cuantitativa I b) La aspirina es un analgésico y antipirético muy utilizado en el hogar. ¿Cuál es la masa en gramos de 5. su nombre común es dextrosa. como el XeF6 (hexafluoruro de xenón). ¿Cuál es la masa en gramos de 3. es un monosacárido. ¿Cuál es la masa en gramos de 1.4 x1022 moléculas de glucosa? f) Por muchos años. el mismo volumen.4 litros/ mol.022 x 1023partículas 22. El nitrógeno molecular (N2) es muy estable y no puede ser utilizado por las plantas para elaborar compuestos nitrogenados. entonces un mol de cualquier gas. Si un mol de cualquier tipo de sustancia.4 Litros de N2 X Litros de N2 Volumen molar= 22. a la misma temperatura y presión.4 L 1 mol de partículas 6. Sin embargo. contienen igual número de partículas». Masa molar= 28. tiene un mismo número de partículas. Se ha comprobado experimentalmente que este volumen es de 22.02 g de N2 50 g de N2 22. Conversiones masa a volumen y volumen a masa Ejemplo 1.02 g Estrategia: Conociendo la masa y el volumen molar del nitrógeno se determina el volumen correspondiente a los 50 g de N2. Las condiciones de O°C (273 K) y 1 atm (760 mm de Hg) se conocen como temperatura y presión normales (ordinarias o estándar). Éstas se encuentran en las leguminosas. 6.022 x 1023. Se tienen así nuevos factores unitarios: 22.4 L Los procesos químicos reales se cumplen dentro de un amplio margen de temperaturas y presiones.4 L . Aquí utilizaremos factores unitarios que se limitan al volumen en condiciones normales. Sólo algunas bacterias y algas que poseen una enzima llamada nitrogenaza pueden romper el triple enlace N ≡ N. ocupa en las mismas condiciones de presión y temperatura. Esquema de solución: masa ⎯→ volumen Solución: a) Por regla de tres 28. ¿Qué volumen ocuparán 50 g de N2 en condiciones normales? Información necesaria: Se necesita conocer la masa y volumen molar del nitrógeno. Este valor se conoce como volumen molar.Conceptos básicos de estequiometría 39 Conversiones masa-mol-partículas-volumen Los cálculos estequiométricos que incluyen volúmenes gaseosos se resuelven de la misma manera que aquellos en que las cantidades se dan en masa o mol. aquí es necesario considerar la ley de Avogadro: «Volúmenes iguales de gases distintos. 97 Litros de N2 b) Por factor unitario 50 g de N2 X Química cuantitativa I 1 mol 28. ¿Qué volumen ocuparán 200 g de éste gas. ¿cuál será la masa de 30 litros de H2S? . Es un producto de la descomposición de la proteína. a) El dióxido de azufre es un peligroso contaminante atmosférico que puede ser reducida su emisión a la atmósfera. «a huevo podrido». pero en el laboratorio se obtiene a partir de la reacción entre la pirita.4 L de N2 1 mol X= 39.02 g X 22.4 L de N2) 28. H2S. Cl2. si se hace reaccionar con «cal» para producir sulfito de calcio.40 X= (50 g de N2) (22. en condiciones ordinarias? c) El flúor. es una sustancia gaseosa que su presencia se delata por el olor nauseabundo. En condiciones normales. F2. desempeña un papel biológico importante en el cuerpo humano. en el cuidado de la salud (para fluorar el agua y reducir las caries dentales) y en otras áreas.02 g de N2 X= 39. es un gas que encuentra bastantes aplicaciones: en la industria (para producir teflones).11 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de volumen a masa y de masa a volumen. ¿Qué volumen ocupa un kilogramo de SO2 en condiciones normales? b) El cloro. FeS2 y el ácido clorhídrico. HCl. ¿Qué volumen ocuparán 75 g de éste gas en condiciones normales? d) El ácido sulfhídrico.97 Litros de N2 Actividad 1. porque el ion cloruro es el principal anión en los fluidos intracelulares y extracelulares. O2 es con mucho.7 mol de O2. ¿A cuánta masa corresponden 250 litros de CO2? f) El ozono. Esquema de solución: mol ⎯→ volumen Solución: a) Por regla de tres 1 mol de O2 2. pero el segundo en abundancia en la atmósfera (21%). ¿Cuál será la masa de 150 litros de ozono? Conversiones mol a volumen y volumen a mol Ejemplo 1. ¿Qué volumen ocuparán 2. un ser humano es incapaz de sobrevivir unos cuantos minutos.4 L de O2) 1 mol de O2 X= 60.7 mol de O2 22. cetonas y ácidos carboxílicos a partir de alquenos o alquinos (ozonólisis).4 L Estrategia: Conociendo el volumen molar del oxígeno se determina el volumen correspondiente a los 2.48 Litros de O2 . el elemento más abundante de la corteza terrestre (46%). El oxígeno.7 mol de O2) (22.4 Litros de O2 X Litros de O2 X= (2. Sin él. como refrescos y cerveza. O2. Volumen molar= 22. es un gas que encuentra uso industrial en la síntesis de compuestos orgánicos como aldehídos. O3 .7 mol de éste gas en condiciones estándar? Información necesaria: Se necesita conocer el volumen molar del oxígeno.Conceptos básicos de estequiometría 41 e) El CO2 se utiliza en la elaboración de bebidas carbonatadas. Pero también encuentra aplicación en los extinguidores de fuego. a cuántos litros de helio corresponden 7. Además. es un gas que se produce en la putrefacción anaeróbica de las plantas.4 L de O2 1 mol de O2 X= 60.12 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de mol a volumen y de volumen a mol. es un gas utilizado en el llenado de globos y dirigibles. este proceso natural se puede aprovechar para producir biogás. a) El helio. ¿En condiciones estándar de presión y temperatura.7 mol de He? b) El metano. en condiciones normales de presión y temperatura? c) El óxido nitroso o anhídrido hiponitroso.48 Litros de O2 Actividad 1. ¿En condiciones normales de presión y temperatura. He.42 b) Por factor unitario 2.7 mol de O2 X Química cuantitativa I 22. encuentra aplicación en globos meteorológicos para la investigación de las condiciones climatológicas. CH4. Este gas inerte se utiliza como protección en soldadura autógena. ¿qué volumen ocuparán 24 mol de N2O? . N2O es un subproducto tanto en los procesos de nitrificación como de desnitrificación biológica. es la explicación más probable de la mayoría de las emisiones antropogénicas de óxido nitroso. Puede constituir hasta el 97% del gas natural. ¿Qué volumen ocuparán 15 mol de CH4. El aumento en la utilización de fertilizantes para aplicaciones agrícolas. En las minas de carbón se le denomina gas grisú y es muy peligroso por su facilidad para inflamarse. ) en ausencia de aire. C2H4.. mercaptanos y trazas de hidrocarburos más pesados. estiércol. ¿Cuántos mol de xenón estarán contenidos en 25 litros de dicho gas en condiciones normales de presión y temperatura? ¿Sabías qué . plantas vegetales. al unirlo con el flúor y el oxígeno. A partir de esta fecha se han sintetizado alrededor de 80 compuestos de xenón. . u otros sistemas de combustión a gas. Xe. solo. secadores. el gas natural es una mezcla de gases que se encuentra frecuentemente en yacimientos fósiles. estufas. ¿Cuántos mol de etileno corresponden a 225 litros de dicho gas. la mayor temperatura de combustión hasta ahora conocida. perxenato de sodio e hidróxido de xenón. ¿Cuántos mol de acetileno corresponden a 500 litros de dicho gas en condiciones normales? e) El eteno o etileno. La mayor parte del etileno se emplea para la obtención de polímeros. calderas. etano. como el polietileno. El gas obtenido así. Este gas es una fuente de energía alternativa que se puede utilizar en hornos. H2S. CO2. su combustión produce una flama de hasta 3000º C. hexaflúor. Algunos de estos compuestos son: diflúor. etc. propano. es el alqueno más sencillo y una de las sustancias más importantes en la industria química. Puede también obtenerse por procesos de biodegradación de restos orgánicos (basura. Por ello. es el alquino más sencillo y uno de los gases altamente flamables.. C2H2. se le denomina biogás. butano. disuelto o asociado con petróleo o en depósitos de carbón? Está constituido principalmente por metano (90 ó 95%) y suele contener otros gases como nitrógeno. se utiliza en equipos de soldadura. en condiciones normales? f) Hasta antes de 1962 se consideraba a los gases nobles como sustancias químicamente inertes e incapaces de formar compuestos. El etileno también se emplea para acelerar la maduración de las frutas.Conceptos básicos de estequiometría 43 d) El acetileno o etino. en él se utilizan símbolos y signos que permiten formular y dar nombre a las sustancias en cualquier parte del mundo.44 Química cuantitativa I 1. Macroscópicamente indica que los elementos que la componen son el hidrógeno y el oxígeno. es decir dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. Por ejemplo. representa al compuesto cloruro de sodio. Así como la proporción en que se encuentran los átomos. como a la molécula de agua. la fórmula H2O representa tanto al compuesto. la fórmula NaCl. H 2O Nivel macroscópico Nivel simbólico Nivel submicroscópico . la proporción numérica que existe entre cada tipo de átomo. es decir un átomo de sodio por cada átomo de cloro.3 Fórmulas químicas La química al igual que otras ciencias tiene un lenguaje común y universal. pero también a la celda unitaria del cloruro de sodio. Ésta nos indica que los elementos que la componen son el sodio y el cloro. Co (s) ⎯→ Ag ⎯→ Fe Hg (ac) (g) Al S Una fórmula química expresa macroscópicamente el tipo de elementos que constituyen la sustancia y submicroscópicamente. 1:1. en todas las partículas o celdas unitarias de una sustancia. cuyos átomos se encuentran en una proporción de 2:1. ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ NaCl Nivel macroscópico Nivel simbólico Nivel submicroscópico De la misma manera. 2. 3 Na3 P O4 Los subíndices representan el número de átomos presentes en una molécula o unidad fórmula del compuesto. Por ejemplo. indica macroscópicamente la presencia de tres mol de fosfato de sodio y submicroscópicamente tres celdas unitarias (unidades fórmula) de fosfato de sodio. así como también el número de mol presentes de la sustancia. Que desde el punto de vista submicroscópico tiene una proporción atómica 3:1:4 3. en la fórmula del fosfato de sodio. sodio. ⎯→ ⎯→ Los coeficientes indican el número de moléculas o unidades fórmula. ⎯→ 3 Na3 P O4 ⎯ → ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯ → . fósforo y oxígeno. Símbolos químicos Coeficiente 3 Na3PO4 Subíndices El símbolo químico sirve para representar tanto al elemento como al átomo presentes en un compuesto. 3 Na3PO4? 1. Macroscópicamente podemos decir que el fosfato de sodio es una sustancia compuesta que se forma por la combinación de las sustancias elementales. molécula o unidad fórmula. existen: Elemento Na P O Número de átomos 9 átomos de sodio 3 átomos de fósforo 12 átomos de oxígeno ¿Qué representa la fórmula química. Se escriben siempre en la parte inferior derecha del símbolo químico. El coeficiente tres. es importante en la realización del balanceo de una ecuación química. subíndices y coeficientes. ⎯→ 3 Na3 P O4 La cuantificación o conteo correcto de los átomos a partir de una fórmula.Conceptos básicos de estequiometría 45 Características de una fórmula química Una fórmula química está constituida por símbolos químicos. 46 Química cuantitativa I Actividad 1. Que el sulfato férrico lo constituyen los elementos: hierro. Fórmula Punto de vista macroscópico La presencia de dos mol de sulfato férrico. Cada unidad fórmula contiene dos átomos de hierro.13 En forma individual o colaborativa determina el número relativo de átomos en las siguientes fórmulas químicas. tres de azufre y doce de oxígeno.14 En forma individual expresa qué información te sugieren las siguientes fórmulas químicas desde un punto de vista macroscópico y submicroscópico. azufre y oxígeno. 2 Fe2(SO4)3 Sulfato férrico 3 H3PO4 Ácido fosfórico Pb(NO3)4 Nitrato plúmbico . Fórmula Fe2(CO3)3 Pb(NO3)4 Na3BO3 2Fe2(SO4)3 KClO3 3H3PO4 HClO4 Nombre Carbonato de hierro (III) Nitrato de plomo (IV) Borato de sodio Sulfato de hierro (III) Clorato de potasio Ácido fosfórico Ácido perclórico Fe: Pb: Na: Fe: K: H: H: Número de átomos C: N: B: S: Cl: P: Cl: O: O: O: O: O: O: O: Actividad 1. Punto de vista submicroscópico La presencia de dos unidades fórmula de sulfato férrico. B.55 12.55 12. Lavoisier Volumétricas Ley de las combinaciones volumétricas J. cuyo análisis arrojó que la proporción de los elementos era siempre de 5. Su presentación fue producto de las investigaciones sobre el análisis elemental de una gran cantidad de compuestos. Leyes cuantitativas Ponderales Ley de la conservación de la masa Ley de las proporciones definidas Ley de las proporciones múltiples Ley de las proporciones recíprocas A.55/12.Gay-Lussac J.01 48 Proporción 63. Jeremías Benjamín Richter. Amadeo Avogadro.00 1 1 3 63. de átomos Masa total Cu C O 63.01= 5. John Dalton.01/12. Elemento Masa atómica No. Ley de las proporciones definidas o constantes Esta ley fue postulada en 1799 por Joseph Louis Proust (químico francés). la palabra ponderal se deriva del latín ponderere que significa ponderar. Joseph GayLussac. entre otros..01= 1 48 /12. establecieron estas leyes.Conceptos básicos de estequiometría 47 1. Desde el siglo XVIII científicos como Antoine Laurent Lavoisier. Esta palabra por tanto.01= 4 Joseph Louis Proust (1754-1826) . está referida a la determinación de las masas de las sustancias que participan en una reacción química. pesar con la balanza o determinar un peso. Uno de estos experimentos fue la descomposición térmica del carbonato de cobre (CuCO3). Dalton Ley de Avogadro J. L.4 Composición porcentual de las sustancias: Ley de las proporciones definidas Las leyes cuantitativas de la química son enunciados que sintetizan hechos experimentales relacionados con el comportamiento de la materia. Proust J.3 12. Richter A. Joseph Louis Proust.3 partes de cobre.01 16. Avogadro ¿Sabías qué . L.. sin importar de donde hubiera sido obtenida la muestra. 1 de carbono y 4 de oxígeno. uno de carbono y tres de oxígeno. 5 átomos de cobre 5 átomos de carbono 15 átomos de oxígeno Ahora.55/123. esto es.56= 51.72% 48/123.84% Composición centesimal 0. estas son siempre iguales. lo llevaron a concluir: Un compuesto químico específico contiene siempre los mismos elementos en proporciones idénticas.56=9. se unen un átomo de cobre. En otro sentido: Cuando dos o más elementos se combinan para producir un determinado compuesto. si se unen 5 átomos de cobre. la ley de Proust puede también enunciarse de la siguiente manera: La composición centesimal de toda sustancia siempre es constante La proporción en masa que guardan los elementos en un compuesto. es decir.0972 0.56=38. el porcentaje ponderal que representa cada elemento en el compuesto. y estos formarían 5 unidades fórmula de CuCO3.3884 Si se analiza la fórmula del CuCO3 la proporción en que se encuentran los átomos siempre es 1:1:3. Como todos los compuestos existentes siempre tendrán las mismas proporciones de sus componentes. es decir.3 1 4 5. siempre lo hacen en las mismas proporciones de masa. 5 átomos de carbono y 15 átomos de oxígeno.01/123. Red cristalina del CuCO3 5 unidades fórmula de CuCO3 Malaquita: CuCO3 hidratado . gramos.3 1 4 63.43% 12.48 Química cuantitativa I Los resultados obtenidos en éste y otros experimentos. la proporción sigue siendo 1:1:3. Para el caso del carbonato de cobre (CuCO3) se expresaría de la siguiente manera: Proporción en: Porcentaje Elemento Partes Gramos Cu C O 5.5143 0. definidas y constantes. mol o porcentajes. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal. sin importar su origen y quien lo haya preparado. se puede expresar en partes. 2% de hidrógeno. ¿Qué ley explica esta composición? b) ¿Cuál es la proporción en masa a la que se combina el sodio y el cloro para formar el cloruro de sodio.8 % de oxígeno y 11.15 Contesta en forma individual o colaborativa las siguientes preguntas referidas a la ley de las proporciones definidas. cuya función es la de evitar el desarrollo microbiano. Calcule la composición porcentual en masa del H3PO4. denominado vidrio borosilicato (vidrio Pyrex). NaCl? c) El ácido nítrico es uno de los ácidos inorgánicos más importantes. que lo hacen una sustancia idónea para el lavado de ojos. Calcule la composición porcentual en masa del HNO3. d) El ácido fosfórico es el responsable del sabor ácido de los refrescos. e) El ácido bórico tiene propiedades antisépticas. actúa como agente oxidante poderoso. f) ¿Cuál es la masa de oxígeno que se combina con 1 g de calcio para formar el óxido de calcio. a) El agua se compone siempre de 88.Conceptos básicos de estequiometría 49 Actividad 1. CaO? . Calcule la composición porcentual en masa del H3BO3. Industrialmente se usa en la fabricación de vidrio térmicamente resistente. 664 g de O X= 39..49/2.664 gramos de óxido de magnesio.664 gramos de oxígeno para formar 1. el nitrato de amonio. NH4NO3. la guanidina.664 g de MgO 0. NH2.49 Relación atómica 2. 1 g de Mg + 0.50 Química cuantitativa I g) El bicarbonato de sodio es una base débil que se utiliza como antiácido estomacal en el hogar.664 g de O = 1.31= 2.09 39.471 39. ¿Cuál será la composición porcentual del óxido de magnesio? Procedimiento a) Es necesario conocer la masa total del producto.09/24. Por ejemplo. NH3 se utilizan como fertilizantes por el aporte de nitrógeno al suelo.NH2 y el amoníaco.471= 1 2. De manera experimental en el laboratorio se puede determinar la composición porcentual. Porcentaje del magnesio 1.CNH.471= 1 100% X% Porcentaje del oxígeno 1.664 g de MgO b) Para determinar la composición porcentual. Determina la composición porcentual de cada elemento en el compuesto decahidratado y el porcentaje correspondiente al agua de hidratación. ¿Cuál de los compuestos anteriores representa una mejor fuente de nitrógeno.09% c) ¿Cuál será su fórmula empírica? Elemento Mg O % Masa atómica Relación atómica 60.90 24.CO. cuando se encuentra decahidratado su fórmula es NaHCO3. si al entrar en combustión 1 gramo de magnesio con 0. NH2.NH2.10 H2O.90% 100% X% Fórmula empírica= MgO . de acuerdo a su composición porcentual en masa? Conozca más.664 g de MgO 1g de Mg X= 60. h) La urea. se puede plantear una regla de tres.90/16= 2.31 16 60.471/2. conociendo las masas de los elementos que se combinan para formar un compuesto. 5 H= 2. pero aquí sólo revisaremos la fórmula empírica y la molecular. Para obtener números enteros. supongamos que se determinó experimentalmente la composición porcentual de un compuesto: O= 40.99 c) Los valores obtenidos corresponden a la mínima relación de combinación entre los átomos de los elementos.008 Na= 57. Por ejemplo. Esto se realiza con el único propósito de obtener las relaciones atómicas. Se ha aprendido a determinar la composición porcentual de cada elemento a partir de la fórmula química. ya que expresa la relación más sencilla o mínima entre los elementos que constituyen un compuesto.52% y Na= 57. a partir de la composición porcentual determinaremos la fórmula química. se divide cada valor entre el valor más pequeño.5.5 22.5 2. Es importante señalar que existen diversos tipos de fórmulas químicas. O= 40.5 = 1 2.48 = 2.5 =1 d) Los números obtenidos expresan la mínima relación entre los átomos de los elementos y se colocan como subíndices para construir la fórmula empírica. 1. cuáles son sus componentes y qué información puede expresar cada una de ellas. Fórmula empírica NaOH Sosa cáustica o hidróxido de sodio . ¿Cómo determinarla? a) Se necesita conocer la composición porcentual o la masa de cada elemento que constituye al compuesto. O= 2.5 Na= 2. Ahora.5 1. lo haremos a la inversa.52 = 2. H= 2.5 Determinación de fórmulas químicas En esta unidad se ha estudiado qué es una fórmula química.5 = 1 2.48% b) El porcentaje o la masa de cada elemento se divide entre su respectiva masa atómica.0%.5 16 H= 2.0 = 2. El análisis químico nos permite determinar experimentalmente los porcentajes de cada elemento en un compuesto.Conceptos básicos de estequiometría 51 1.1 Fórmula empírica o mínima La fórmula empírica se denomina también fórmula mínima. 52 Química cuantitativa I Actividad 1.008= 6. N=4.16 Determina en forma individual o colectiva.01 1. a) El ácido láctico. Después de un tiempo se descubrió que su uso producía dependencia física o adicción y desórdenes mentales.33 3. entero Fórmula empírica= c) El primer anestésico local efectivo e inyectable.33= 2 3.71% y O = 53.55%.66 53.33=1 1 2 1 Fórmula empírica= CH2O b) La alta temperatura que se alcanza dentro del pistón en un motor de combustión interna. H=6. Esto provoca que al realizarse ejercicio fuerte por primera vez.29%. ¿Cuál es la fórmula empírica de la cocaína? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No. empleado inicialmente a finales del siglo XIX. la fórmula empírica a partir de la composición porcentual o molar en las siguientes preguntas.01= 3. El análisis de una muestra de ácido láctico reveló que contenía: C= 40.33/3. fue la cocaína. entero C H O 40 6. se forma en el cuerpo durante la actividad muscular. entero Fórmula empírica= .¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No. Uno de estos óxidos se compone de N=30.008 16 40/12.71 53.33/3.978%.0% .097%.71/1.618%. formando los óxidos de nitrógeno como subproductos de la combustión. El análisis cuantitativo de ésta droga reveló que contenía: C=67.305%.33 6. provoca una reacción entre el nitrógeno y el oxígeno que constituyen el aire. O=21. debido a la oxidación de la glucosa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No.33= 1 6.29/16= 3. el músculo se endurezca y provoque dolor muscular.29 12. H = 6.45% y O=69.66/3. entero Fórmula empírica= f) Si los únicos productos del análisis de un compuesto fueron 0. si su composición porcentual es: Ca= 29. S= 23.07%? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No.78 veces más pesado que el átomo de oxígeno. donde oxida al etanol del aire expirado a aldehído. y posteriormente a ácido acético. entero Fórmula empírica= g) Un óxido del elemento A contiene 79.44%.75 mol de átomos de hidrógeno.88 % de A. entero Fórmula empírica= .Conceptos básicos de estequiometría 53 d) El yeso es un compuesto que se utiliza bastante en la construcción y en odontología para elaborar moldes de dentaduras. Cr= 35.5 mol de átomos de carbono y 0.55% y O= 47. ¿Cuál será la fórmula empírica del yeso. Si el elemento A es 3. ¿cuál será la fórmula empírica de este compuesto? Elemento Relación molar Relación atómica No. ¿Cuál será la fórmula empírica del dicromato de potasio si la composición porcentual de los elementos que lo constituyen son: K= 26. fue utilizado en los alcoholímetros.35% y O= 38.58%. entero Fórmula empírica= e) El dicromato de potasio es un agente oxidante fuerte. ¿cuál será la fórmula del óxido? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No.01%? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No. Sin embargo. el término fórmula molecular es correcto.108 CH 78. ya que se puede usar de manera indistinta. es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa fórmula.008) 13. ¿Cómo determinar la fórmula real de un compuesto? Para hacerlo.01+1. real o verdadera indica el número real de átomos presentes en la molécula o celda unitaria En ocasiones la fórmula real es igual a la fórmula empírica. La fórmula molecular. utilizar el término fórmula real o verdadera. real o verdadera.108 uma. Pero. ¿qué término utilizar cuando el compuesto es iónico? Consideramos que lo correcto debe ser. Por ejemplo. Los subíndices de la fórmula real se obtienen al multiplicar por n los subíndices de la fórmula empírica. ¿cuál es su fórmula molecular o fórmula real? (Fórmula empírica) n = Masa molecular o masa fórmula (CH)n=78. o a un múltiplo de ella.108 = (12. si el benceno tiene fórmula empírica CH y una masa molecular de 78.108 n= n= 78. Para compuestos moleculares. real o verdadera Son tres los nombres que se utilizan para denominar este tipo de fórmula: molecular. tradicionalmente se ha utilizado el término fórmula molecular. Como la fórmula real de un compuesto es igual a la fórmula empírica o a un múltiplo entero de la misma.108 78. dado que se encuentra constituido por moléculas.018 n=6 La fórmula real del benceno es: (CH)n= (CH)6=C6H6 .54 Química cuantitativa I Fórmula molecular. entonces: (Fórmula empírica) n = Masa molecular o masa fórmula De donde despejamos n: n= Masa molecular o masa fórmula Masa de la fórmula empírica n es el número que muestra cuántas veces la fórmula empírica está contenida en la fórmula real. 6. ¿Cuál será su fórmula molecular. .65 g de hierro en polvo. a) La glucosa es un monosacárido cuyo nombre común es dextrosa.Conceptos básicos de estequiometría 55 Actividad 1.6 g de O.156 uma y su fórmula empírica es CH2O. si la fórmula empírica del etilenglicol es CH3O ? c) Se sometió a calentamiento una muestra de 5.2 g de C.8 g de H.5 g de N y el resto de sodio. real o verdadera a partir de la fórmula empírica en las siguientes preguntas. ¿Cuál es su fórmula empírica y fórmula real.7 uma? d) El glutamato es un aminoácido que está presente en todos los alimentos que contienen proteínas tales como el queso. hongos.0779 g. la fórmula molecular. en presencia de oxígeno. Una muestra de 17. leche. pescado y verduras.1. Si su masa molecular es de 180.17 Determina en forma individual o colectiva. cuyos malestares son similares a los de un infarto. El glutamato monosódico es la sal sódica del glutamato que se utiliza para resaltar el sabor de los alimentos en la comida china.068 uma. la fórmula empírica y la fórmula real de este compuesto si su masa molar es de 169 g/mol. la masa del compuesto obtenido fue de 8. 0. si la masa fórmula del compuesto es de 159. Al reaccionar completamente el hierro. Determina la composición porcentual. carne. Es un componente de los sueros fisiológicos y uno de los productos del metabolismo de los carbohidratos. Utilizado en exceso provoca lo que se ha dado en llamar el «síndrome del restaurante chino». ¿Cuál será su fórmula molecular? b) El etilenglicol es un compuesto que se utiliza en mezclas anticongelantes y tiene una masa molecular de 62.5 g de glutamato contiene 6. Determina su fórmula empírica y su fórmula real. si su masa molecular es 100.02 uma? .02% de C y 75. El análisis del monómero de este material reveló que contenía 24.56 Química cuantitativa I e) El teflón es un material inerte e impermeable utilizado como aislante eléctrico.98% de F. pero su cualidad más conocida es la antiadherencia. . Fórmula que indica el número real de átomos en una molécula o celda unitaria.. 5.Conceptos básicos de estequiometría 57 Cuestionario de la primera unidad Conceptos básicos de estequiometría I. Representación cualitativa y cuantitativa de un compuesto. Número que se escribe en la parte inferior derecha del símbolo del elemento y que indica el número de átomos en una molécula o celda unitaria. 7. La unidad fundamental del sistema internacional de unidades de la magnitud cantidad de sustancia.. Contesta el siguiente crucigrama: Horizontales 1. La ley de las proporciones definidas o constantes fue planteada por . Masa en gramos de un mol de partículas. El volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura se denomina . esta hipótesis fue planteada por.. Verticales 2. . 8. tendrán el mismo número de moléculas. 6. 10. 4. 9. A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura. 3.. Fórmula que expresa la relación más sencilla entre los elementos de un compuesto.. Masa de un átomo expresada en uma. es un importante mineral de hierro.58 II.2 Litros de He (en condiciones normales. Por ejemplo. ¿cuánto amoníaco en gramos quedará aproximadamente? a) 3. Si disponemos de 10 g de amoníaco. b) Un átomo de plata pesa 108 g.41 d) 2. . Según estudios revelan que diferentes animales (abejas. b) 47.9 átomos.23 x 1032 g. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen 1. moluscos. Fe3O4. c) El peso de una molécula de agua es 1.08 x1021 g d) En una reacción química se conservan siempre los mol. podemos afirmar que un mol de Ti equivale a: a) 47. Indica cuál de los siguientes enunciados es correcto: a) Cuando combinamos un mol de H2 con un mol de N2 se forman 2/3 de mol de amoníaco.9 uma.9 g.53 x1023 moléculas c) 7. d) 4 g de H2. NH3 y eliminamos 1 x1023 moléculas de NH3.).355 c) 1. c) 6. La magnetita. d) 47.9 kg 5. La fórmula molecular es: C21H30O2. Para producir intoxicación se requiere un mínimo de 25 microgramos de THC. ¿Cuál es la unidad fundamental del SI usada para la magnitud «cantidad de sustancia»? a) mol b) kelvin c) kilogramo d) metro 4.82 3.17 g d)1. etc. c) 67. 7. El tetrahidrocanabinol (THC). Química cuantitativa I 2 ¿Cuántos mol de cloro estárán contenidos en 100g de cloro gaseoso (Cl2)? a) 100 b) 0. palomas. las palomas tienen en el pico granos de magnetita que les permite orientarse.) la usan para orientarse en el campo magnético de la tierra.5 mol de SO2. Si la masa atómica del Ti es igual a 47. Calcula las toneladas de hierro que se pueden obtener a partir de 5x106 kilogramos de este mineral.68 moles de NH3 6. a) ¿Cuántos mol de THC representa 25 μ g? b) ¿Cuántas moléculas de THC existen en 25 μg? 8. ¿Qué cantidad contiene mayor número de átomos? a) 0.52 mol b) 3. pero no necesariamente los átomos. es el principio activo de la mariguana. b) 14 g de N2. B. Un compuesto contiene azufre. si su masa molecular es de 56. d) B y C son el mismo compuesto.05 kg b) 0. d.73 D 2. Composición porcentual. Determina la fórmula empírica para este compuesto. c. analiza los siguientes datos y determina la fórmula empírica de cada uno de ellos.57 Se puede afirmar que: a) A.286 C 1.2 kg d) 0.Conceptos básicos de estequiometría 59 III.25 3.4 % de hidrógeno y 85. b.45 0. ¿Cuál es la masa de calcio que se puede obtener a partir de 1 kilogramo de caliza (CaCO3).6% de carbono en masa. oxígeno y cloro. b) Todos los compuestos son distintos.104 uma? Fórmula empírica a.95% de azufre.00 1. El análisis de un compuesto covalente mostró que contenía 14.25 0.58 E 1. fórmula empírica y real 1. ¿Cuál es la fórmula empírica y real de este compuesto. SO2Cl d. De acuerdo con los resultados que se obtengan contesta la opción correcta.00 4. El nitrógeno forma una serie de compuestos con el oxígeno. si ésta se encuentra con una pureza de 50%? a) 0.4 kg 2.257 B 0. SOCl . 4. CH C2H3 CH3 CH2 Fórmula real C2H2 C4H6 C3H9 C4H8 3. El análisis de una muestra reveló que contenía 26. Gramos de cada elemento en el compuesto Elemento N O A 0. SOCl2 b. 59. SO2Cl2 c. C y D son el mismo compuesto. c) D y E son el mismo compuesto. a.5 kg c) 0.61% de cloro. Un plástico que se utiliza para hacer tarjetas de crédito. ¿Cuál será la ecuación que representa la formación del compuesto C de la pregunta anterior? a) A2 + B2 b) 2 A2 + B2 c) A2 + 2 B2 d) 2 A2 + 3 B2 2 AB 2 A2B 2 AB2 2 A2B3 7.8% y Cl=56. Su composición porcentual es :C=38. también gaseosos. mientras que 2L de A reaccionan con 3L de B para formar 2L de D.80%. Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas. D = A2B3 6. Señale las fórmulas moleculares de C y D: a) C = AB2. Dos elementos gaseosos A y B se combinan para formar dos compuestos distintos C y D. D = A3B2 b) C = AB2. tuberías para drenaje y revestimiento para exteriores de las casas. ¿Cuál es su fórmula empírica? . D = A2B3 c) C = A2B. Al medir los volúmenes de cada uno de ellos (a la misma P y T) se encontró que 2 L de A reaccionan con 1 L de B para formar 2L de C.60 Química cuantitativa I 5. es el PVC (cloruro de polivinilo). Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas. ¿Cuál será la ecuación que representa la formación del compuesto D en la pregunta 5? a) A2 + B2 b) 2 A2 + B2 c) A2 + 2 B2 d) 2 A2 + 3 B2 2 AB 2 A2B 2 AB2 2 A2B3 8. D = A3B2 d) C = A2B.40%. H=4. es un edulcorante bajo en calorías que contiene aspartame.949 gramos. el cual es utilizado en diversos productos alimenticios light. El análisis de este compuesto reporta la siguiente composición porcentual: C=44. a) Calcula la masa molar b) ¿Cuántos mol de aspartame hay en un miligramo? c) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en un miligramo? 10. Determina la fórmula empírica del óxido de uranio. El nutrasweet. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular de este compuesto? 14. S=39. La fórmula molecular del aspartame es: C14H18N2O5.86%.5 gramos se calentó en presencia de aire.44%.Conceptos básicos de estequiometría 61 9. Al determinar su masa molar se encontró que es igual 162 g/mol. . cloruro férrico hexahidratado. El óxido resultante fue de 2. tiene masa fórmula de 134 g/mol. Suponga que el cuerpo humano promedio pesa 58 kg. Considera que un 75% de la masa corporal corresponde al agua.6H2O. Un compuesto de fórmula empírica NaCO2. 13.21%.Determina el % en masa de hierro que hay en el FeCl3. Calcula la fórmula verdadera. H=6. El olor característico del ajo se debe a una sustancia llamada alicina. Una muestra de uranio de 2. a) ¿Cuántos mol de agua tiene un cuerpo humano? b) ¿Cuántas moléculas son? 11. 12.5% y O=9. 62 Química cuantitativa I . Nomenclatura de química inorgánica 63 Unidad II Nomenclatura de química inorgánica 64 Química cuantitativa I Nomenclatura de química inorgánica 65 Nomenclatura de química inorgánica Propósito de la unidad Desarrollar la habilidad en la escritura y nomenclatura de las sustancias inorgánicas, buscando relacionar los tres niveles de representación: simbólico, macroscópico y submicroscópico, para el logro de una mejor comprensión de la química y su vinculación con la vida cotidiana. Introducción Conocer y aprender el lenguaje de la química nos permitirá desarrollar la habilidad para escribir símbolos, fórmulas y ecuaciones, así como dar nombre a las sustancias que más utilizamos en la vida cotidiana. Sin embargo, nuestro propósito busca ir más allá, que además seamos capaces de comprender y explicar los hechos y fenómenos que ocurren en nuestro entorno, utilizando los tres niveles de representación de la química. 2.1 Tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos Cuando en la química no existían reglas para dar nombres a las sustancias, se utilizó un conjunto de nombres triviales o comunes que en la actualidad algunos se siguen utilizando. Así, para el óxido de calcio, su nombre común es el de cal. De la misma forma, el nombre común del hidróxido de sodio es el de sosa cáustica o el de yeso para el sulfato de calcio. Los primeros en presentar un sistema de nomenclatura que permitiera escribir el nombre a partir de la fórmula o viceversa, fueron Guyton de Morveau, Antoine Laurent Lavoisier, Claude Louis Berthollet y Antoine Fourcroy en 1787, al cual titularon Méthode de nomenclature chimique. En él se proponían nombres binarios para las sustancias compuestas, en los que se utilizaban las raíces de los nombres de las sustancias elementales para indicar su composición química. Fig.2.1 Méthode de nomenclature chimique publicado en 1787 por Morveau, Lavoisier, Berthollet y Fourcroy. Fig.2.2 Nomenclatura química que surgió a partir de la publicación del Méthode de nomenclature chimique. a) Cuando el elemento metálico presenta dos números de oxidación diferentes o forma dos cationes de carga distinta. como el sodio (Na+). Los iones positivos se denominan cationes (porque son atraídos por el cátodo) y los iones negativos se denominan aniones (porque son atraídos por el ánodo). hacia arriba) y significa «el camino hacia arriba» y la palabra cátodo del griego (kata: abajo.los iones son esenciales para la vida y que algunos de ellos juegan un papel importante en los procesos que se realizan en las membranas celulares. la sistemática o del prefijo multiplicativo y la de Stock (estas dos últimas recomendadas por la IUPAC). de arriba para abajo. es un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido electrones y que por tanto. presenta carga eléctrica? ¿Sabías qué … la palabra ion o ión proviene del griego ion. la tradicional o común. ¿Sabías qué … la palabra ánodo proviene del griego (odos: camino. Por ejemplo: Fe2+ Fe3+ Catión Cu + Cu2+ Fe 2+ Fe 3+ Zn2+ Au + Au3+ Co2+ Co3+ * Hg2 2+ Hg2+ Ag + Sn2+ Sn4+ Pb2+ Pb4+ Al3+ Ca2+ Mg K+ 2+ ion ferroso ion férrico Cu1+ Cu2+ ion cuproso Au1+ ion cúprico Au3+ ion auroso ion áurico ¿Sabías que . a través) y significa «el camino hacia abajo»? ¿Sabías qué . en ella se utilizan prefijos y sufijos..1 Los iones monoatómicos de algunos elementos de transición y representativos. se utilizan los sufijos oso e ico. participio presente de ienai que significa «ir»? De ahí que se diga que ion es «el que va». Nomenclatura común La nomenclatura común también se conoce como nomenclatura clásica o tradicional. vía y ana: elevación.66 Química cuantitativa I Actualmente se utilizan diferentes sistemas de nomenclatura.. potasio (K+) y el calcio (Ca2+)? Tabla 2. que permiten determinar el nombre o la fórmula de la sustancia a partir de su composición química.. un ion. Nombre del catión Nombre sistemático ion cobre (I) ion cobre (II) ion hierro(II) ion hierro(III) ion zinc ion oro (I) ion oro (III) ion cobalto (II) ion cobalto (III) ion mercurio (I) ion mercurio(II) ion plata ion estaño (II) ion estaño (IV) ion plomo (II) ion plomo (IV) ion aluminio ion calcio ion magnesio ion potasio ion estannoso ion estánnico ion plumboso ion plúmbico ion auroso ion áurico ion cobaltoso ion cobáltico ion mercuroso (un dímero) ion mercúrico Nombre común ion cuproso ion cúprico ion ferroso ion férrico * Obsérvese que los iones mercurio (I) siempre se enlazan para formar Hg2 2+ . El sufijo oso se utiliza para el catión que tiene la carga menor e ico para el de carga mayor.. +5..+4.-2 As+1.-1 Tabla 2.+5.-3 Se+2.+4.+5.+3.-4 N+1. Números de oxidación positivos y negativos de los elementos no metálicos y anfotéricos.+7.-3 S+2. Nomenclatura sistemática La nomenclatura de Stock y la del prefijo multiplicativo son tipos de nomenclatura propuestas por la IUPAC.-1 I+1.+3. No.+3.+4. el estado de oxidación del elemento en número romano y entre paréntesis..-2 Te+2.-4 P+1.-3 O-2 Si+2.-1 ¿Sabías qué .+3.+6.+4. de oxidación +1 +3 +5 +7 +2 +4 +6 Per Prefijo Hipo Sufijo oso oso ico ico Por ejemplo: Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 VA VIA anhídrido hipocloroso anhídrido cloroso anhídrido clórico anhídrido perclórico VIIA F-1 Cl+1. a) Nomenclatura Stock El sistema o método Stock se denomina así. ambas son sistemáticas.+5.+3.+3 C+2. si los electrones fueran transferidos completamente. Esta nomenclatura se utiliza cuando el elemento tiene más de un número de oxidación.+4.2. en honor al químico alemán Alfred Stock (18761946).+5. el número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un número entero.+7. positivo o negativo. al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula (o compuesto iónico).+5.+7. porque hacen uso de un conjunto de reglas sistematizadas para nombrar o escribir las fórmulas de las sustancias. IIIA IVA B+1.-2 Br+1.+3. La regla consiste en colocar después del nombre de la función química.+6. FeO óxido de hierro (II) Cl2O3 óxido de cloro (III) CuOH hidróxido de cobre (I) N2O5 óxido de nitrógeno (V) .Nomenclatura de química inorgánica 67 b) Cuando el elemento no metálico tiene más de dos números de oxidación se utilizan los siguientes prefijos y sufijos.+6. que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se refiere. porque describe la proporción de átomos de cada elemento presentes en la molécula. Nomenclatura de óxidos básicos o metálicos Los óxidos básicos o metálicos. Stock óxido de cloro (I) óxido de cloro (III) óxido de cloro (V) óxido de cloro (VII) N. todos los cationes se derivan de átomos metálicos. Compuesto N. Para dar nombre a las sustancias se utilizan prefijos numéricos.68 Química cuantitativa I b) Nomenclatura del prefijo multiplicativo Esta nomenclatura también se conoce como sistemática o nomenclatura descriptiva. hexa. asi sean compuestos binarios. las oxisales y algunas sales haloideas. los hidruros y los óxidos de cualquier catión metálico. ejemplo de ello. son compuestos iónicos binarios que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno. que la nomenclatura binaria. etc. ternarios o cuaternarios. Sin embargo. el óxido de sodio Nivel macroscópico Nivel submicroscópico Na Na Na Na Na + O Na+ Na + O Na + 2- Nivel simbólico + O O 2- Óxido de sodio . penta.2 Nomenclatura de compuestos iónicos Los compuestos iónicos están constituidos por cationes y aniones. parte del supuesto que todas las sustancias están constituidas por una parte positiva y otra negativa. los cuales se forman de la unión química de un metal con un no metal. como mono. existen compuestos iónicos ternarios y cuaternarios como los hidróxidos.común Cl2O anhídrido hipocloroso Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 anhídrido cloroso anhídrido clórico anhídrido perclórico N. Los compuestos iónicos más simples son los compuestos binarios (que están formados por dos elementos diferentes). tri. En este apartado revisaremos la nomenclatura de cada uno de estos tipos de compuestos iónicos. Por ejemplo. A excepción del ion amonio (NH4+). di. tetra. sistemática monóxido de dicloro trióxido de dicloro pentóxido de dicloro heptóxido de dicloro 2. Es necesario precisar. son las sales haloideas. El método de Stock y la nomenclatura común. según corresponda.1 Completa en forma individual o colaborativa la siguiente tabla de óxidos. o porque al reaccionar con los ácidos forman sales. Actividad 2. Óxido de sodio Hidróxido de sodio Nivel submicroscópico de la reacción de formación del hidróxido de sodio + Modelo de la red cristalina del hidróxido de sodio Para dar nombre a los óxidos básicos generalmente se utilizan dos tipos de nomenclatura. con la fórmula y nombre de cada uno de ellos.Nomenclatura de química inorgánica 69 Nivel submicroscópico + Se denominan óxidos básicos porque al reaccionar con el agua forman hidróxidos o bases. Catión M+ O2- Anión Fórmula CuO Nombre Stock Óxido de cobre (II) Nombre común Óxido cúprico Cu2+ Al3+ Na+ Mg2+ K+ O2- . 70 Catión M+ O2- Química cuantitativa I Anión Fórmula Nombre Stock Nombre común Cu+ Fe3+ Li+ Hg2+ Ca2+ O2- Actividad 2.2 En forma individual o colaborativa, escriba la fórmula química de los siguientes óxidos básicos. a) Óxido de estroncio b) Óxido de bario c) Óxido plumboso d) Óxido niquélico e) Óxido de cromo (VI) ____________ ____________ ____________ ____________ ____________ f) Óxido auroso g) Óxido cobáltico ____________ ____________ h) Óxido de estaño (IV) __________ i) Óxido de hierro (II) ____________ j) Óxido de plata ____________ Actividad 2.3 En forma individual o colaborativa, escriba el nombre sistemático (Stock) y común de los siguientes óxidos básicos, donde sea posible. a) Cr2O3 b) FeO c) PbO2 d) Au2O3 e) ZnO f ) Rb2O g) Cs2O _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ _____________________________________________________________ Nomenclatura de química inorgánica 71 Actividad 2.4 Completa en forma individual o colaborativa la siguiente tabla de óxidos básicos, utilizando los tres tipos de nomenclatura donde sea posible. Fórmula Nombre común N. Stock y Sistemática Usos Se usa en los reactores atómicos como regulador de temperatura. En la fabricación de ladrillos refractarios (para hornos) e instrumentos ópticos y en la fabricación de talco. En la construcción y en la fabricación de acero y cemento. En el tratamiento de agua. En la fabricación de abrasivos, refractarios, cerámica y gemas artificiales. En la obtención de Sn y sus compuestos. Como blanqueador en la industria textil. En la fabricación de transistores y de vidrios que transmiten luz infrarroja. En la fabricación de acumuladores, elaboración de cerámica y vidrio. Como cátodo en los acumuladores (baterías de autos). Como agente oxidante en la fabricación de cerillos y pirotecnia. En la elaboración de pintura marina y pigmentos para porcelana. Como ánodo en las baterías de mercurio. Se utilizó en la elaboración de cintas magnéticas. En la fabricación de abrasivos, refractarios y semiconductores. Como pigmento verde para colorear el vidrio. En la fabricación de acero. Como componente de las pilas alcalinas, pilas secas y en la fabricación de pinturas para los textiles. Como colorante en cerámica, en pintura y laca blanca. BeO MgO CaO Al2O3 SnO2 Na2O2 GeO2 PbO PbO2 HgO CrO2 Cr2O3 MnO2 TiO2 72 Química cuantitativa I Nomenclatura de hidróxidos o bases Los hidróxidos son compuestos iónicos ternarios, que resultan de la combinación de un óxido básico con el agua, o de la combinación de un metal activo con el agua. Ca + 2_ O H O + O H H Ca 2+ O H + Ca Fig.2.4. Óxido de calcio (Cal) Óxido de calcio _ Hidróxido de calcio Para dar nombre a los hidróxidos se utilizan la nomenclatura común y la de Stock. Actividad 2.5 En forma individual o colaborativa completa la siguiente tabla combinando los cationes metálicos (M+) con el anión oxhidrilo (OH-) para formar los hidróxidos y escribir la fórmula química y los nombres correspondientes. Catión M+ Anión (OH)Nombre común Hidróxido férrico Fórmula Fe(OH)3 Nombre Stock Hidróxido de hierro (III) Fe3+ (OH)Hg2+ Li+ Pt2+ Fe2+ Ca2+ Pb4+ Au3+ Zn2+ K+ Sn2+ Pt4+ e) Tienen la capacidad de reaccionar vigorosamente con los ácidos. 2. Se denominan así por la presencia del ion hidróxido (OH-) unido al ion metálico. d) Su pH es superior a 7. Fig. c) Colorean de rosa fucsia al adicionarles fenolftaleína. Los hidróxidos o bases son sustancias que en disolución acuosa presentan las siguientes características: a) En solución acuosa muestran reacción básica. es decir. Nombre del hidróxido a) Hidróxido de cobalto (II) c) Hidróxido de níquel (III) e) Hidróxido mercuroso g) Hidróxido de manganeso (IV) i) Hidróxido de amonio k) Hidróxido de platino (IV) m) Hidróxido de sodio o) Hidróxido cobáltico q) Hidróxido de aluminio s) Hidróxido áurico u) Hidróxido de estroncio Fórmula Nombre del hidróxido b) Hidróxido cúprico d) Hidróxido de plata f) Hidróxido cuproso h) Hidróxido de cadmio j) Hidróxido de magnesio l) Hidróxido plumboso n) Hidróxido niquélico p) Hidróxido de plomo (II) r) Hidróxido de estaño (IV) t) Hidróxido de berilio v) Hidróxido de bario Fórmula Los hidróxidos son bases. al disociarse liberan iones oxhidrilo (OH-). escriba la fórmula química de los siguientes hidróxidos.5 Papel tornasol rojo y fenolftaleína . pero debe quedar claro que no todas las bases son hidróxidos. dando como resultado sal y agua.6 En forma individual o colaborativa.Nomenclatura de química inorgánica 73 Actividad 2. b) Tiñen de azul el papel tornasol rojo. 74 Química cuantitativa I Actividad 2.7 Compruébalo tú mismo. f) Realiza un reporte de tu actividad.2 g de óxido de calcio. Después añade unas gotas de fenolftaleína a la mezcla y observa lo que sucede. a) ¿Qué observaste? b) ¿Hubo reacción entre el óxido de calcio y el agua? c) ¿Cuál es tu interpretación? ¿A qué atribuyes el cambio? d) ¿Cuál es la función de la fenolftaleína? e) Investiga la composición química de la fenolftaleína y explica por qué cambia de color y el uso que le puedes dar a ésta sustancia en futuras investigaciones. enseguida agrega 3 ml de agua y agita vigorosamente hasta disolver. Propósitos a) Realizar la reacción entre un óxido y el agua para formar un hidróxido.2 g de óxido de calcio (cal) 3 mL de agua Pinzas para tubo de ensayo Tubos de ensayo Mechero ¿Cómo lo vamos a hacer? Coloca en un tubo de ensaye 0. ¿Qué se necesita? 0. si es necesario calentar coloca unas pinzas para tubo en la parte superior de éste y pasa suavemente el tubo por la llama del mechero. . b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo en los estudiantes. produciéndose así una reacción de neutralización. Al dar nombre a los haluros. HCl. También se utiliza en la nixtamalización del maíz. se utiliza en la construcción para hacer argamasa o mezcla. HNO3. ya que al reaccionar con éste. éstos siempre llevarán la terminación uro. son sales que se forman de la combinación de un hidrácido (binario o ternario) con una base.Telururo I- . para elaborar tortillas. para limpiar grasas.2 Aniones Se2.6 Tabletas de melox Nomenclatura de sales Las sales son sustancias iónicas que se forman al reaccionar generalmente un ácido con una base. Nomenclatura de sales haloideas Las sales haloideas mejor conocidas como haluros. H2SO4. El hidróxido de calcio. Existen dos tipos de sales: binarias y ternarias. se forma carbonato de litio. HClO. HBr.Nomenclatura de química inorgánica 75 Usos o aplicaciones de algunos hidróxidos en la vida cotidiana El hidróxido de litio (LiOH). El hidróxido de sodio (NaOH) también se utiliza en la fabricación de jabón y como destapacaños o quitacochambre en la cocina de los hogares y restaurantes. mezclado con el hidróxido de magnesio son el principio activo del «Melox» utilizado como antiácido y antiflatulento. Ca(OH)2. es un compuesto utilizado en la fabricación de jabón a base de litio. 2.Selenuro BrTe2. ésta puede ser binaria o ternaria. HI. Cloruro de hidrógeno Hidróxido de sodio Cloruro de sodio Grupo IVA(14) Grupo VA(15) Grupo VIA(16) Grupo VIIA(17) C4Si4Carburo N3Siliciuro P3Nitruro Fosfuro S2FSulfuro ClFluoruro Cloruro Bromuro monoatómicos según su Yoduro posición en la tabla periódica.). ésta puede ser ternaria o cuaternaria. utilizada en la construcción para la pega de ladrillos. etc. El hidróxido de potasio (KOH) también se utiliza en la manufactura de jabones ligeros. H3PO4. H2S). se utiliza como antiácido estomacal. Si la sal proviene de un ácido ternario (HCN. Estas sales no poseen oxígeno en su composición. El hidróxido de aluminio Al(OH)3. Fue utilizado para eliminar el CO2 en la cabina de la nave espacial Apolo. Fig. laxante y para obtener Mg a partir de él. Tabla 2. Mg(OH)2. El hidróxido de magnesio. Cuando la sal proviene de la reacción de un ácido binario (HF. construye las fórmulas de las sales y asigna nombre común o de Stock a cada una de las sales formadas y anótalos en la parte inferior de la tabla. ___________________________________ 5. ___________________________________ 7. ________________________________20. ___________________________________ 17. _________________________________10. ___________________________________ 9. ___________________________________ 15. _________________________________ 2. ___________________________________ 11. ___________________________________ 19. _________________________________ 4. ________________________________12. Anión Catión Zn2+ K+ Sn2+ Pt4+ Ni2+ Pb2+ Co3+ Fe2+ Na+ Sn4+ Pt2+ Mg2+ Ca2+ Au3+ 29 30 31 32 33 34 35 1 8 F2 9 Cl3 10 S24 11 N35 12 P36 13 Br 7 14 CN- 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 36 43 50 57 64 71 78 85 92 37 44 51 58 65 72 79 86 93 38 45 52 59 66 73 80 87 94 39 46 53 60 67 74 81 88 95 40 47 54 61 68 75 82 89 96 41 48 55 62 69 76 83 90 97 42 49 56 63 70 77 84 91 98 1. ________________________________16. ___________________________________ 3. ___________________________________ 13. ________________________________14. _________________________________ 6. _________________________________ 8. ________________________________18.76 Química cuantitativa I Actividad 2.8 Combina los cationes y aniones respectivos. ___________________________________ . ________________________________30. __________________________________ 77. ________________________________54. ________________________________96. ________________________________40. __________________________________ 79. 35. __________________________________ 73. __________________________________ 23. __________________________________ 29. ________________________________78. __________________________________ 55. ________________________________86. ________________________________36. ________________________________38. ________________________________82. __________________________________ 47. ________________________________84. __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ 41. ________________________________94. __________________________________ 75. ________________________________26. ________________________________56. __________________________________ 53. ________________________________64. ________________________________52. ________________________________46. __________________________________ 27.Nomenclatura de química inorgánica 77 21. ________________________________92. 37. ________________________________ 80. 65. ___________________________________ 51. ________________________________88. 89. __________________________________ 57. ___________________________________ 81. ________________________________62. ________________________________68. 87. 69. __________________________________ 93. 67. ________________________________74. 61. 63. ________________________________70. ________________________________66. ________________________________ 50. ________________________________44. ________________________________76. ________________________________60. __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ 71. __________________________________ 49. ________________________________32. __________________________________ 43. ________________________________58. 33. 83. ________________________________48. ________________________________22. 39. 85. ________________________________90. ________________________________34. ________________________________28. __________________________________ 25. ________________________________24. __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ 91. __________________________________ 45. ________________________________42. __________________________________ 95. ________________________________72. 31. __________________________________ . __________________________________ 59. ________________________________98. .78 Química cuantitativa I 97. a) Cianuro de bario _______________ b) Bromuro de plata _______________ c) Yoduro de mercurio (II)____________ d) Fluoruro de hierro (III) ____________ e) Sulfuro de litio _______________ n) Nitruro de potasio ________________ o) Fosfuro de berilio ________________ p) Cloruro de hierro (II) ______________ q) Bromuro de niquel (II) _____________ r) Yoduro de cobre (II) _______________ s) Fluoruro de oro (III) _______________ t) Sulfuro de cobre (I) _______________ u) CuS v) PtBr4 w) K2Te x) BaS y) SnCl4 z) PbBr4 _____________________ _____________________ _____________________ _____________________ _____________________ _____________________ f) Selenuro de berilio ______________ g) Carburo de sodio _______________ h) SrCl2 i) Ca(CN)2 j) Ag2Se k) Na3N l) AlCl3 m) PbI2 ____________________ ____________________ ____________________ ____________________ ____________________ ____________________ Nomenclatura para las oxisales Las oxisales son sustancias que como su nombre lo indica. escriba la fórmula o el nombre de cada una de las siguientes sales.9 En forma individual o colaborativa. __________________________________ Actividad 2. contienen oxígeno y se pueden formar. según corresponda. al combinar un oxiácido con un hidróxido o un metal activo. NaNO3 Nitrato de sodio Ca(NO3)2 Nitrato de calcio Al(NO2)3 Nitrito de aluminio - 3. Fórmula CaSO4 Ca(HSO4)2 Ca Na2(SO4)2 Ca(OH)NO3 Tipo de oxisal Oxisal neutra Oxisal ácida Oxisal doble Oxisal básica En nuestro caso se pondrá énfasis en las oxisales neutras y sólo abordaremos algunas de las otras oxisales de mayor uso en la vida cotidiana. respectivamente. y el número de oxidación del metal entre paréntesis cuando se utiliza la nomenclatura de Stock. el ion nitrito (NO2) se deriva del ácido nitroso. La carga en el oxianión o radical será numéricamente igual al número de iones hidrógeno que se sustituyen o liberan de la molécula del ácido. ácidas. Al dar nombre a las oxisales. HNO2.Nomenclatura de química inorgánica 79 Las oxisales pueden ser: neutras. Los nombres de los oxianiones se derivan del nombre del oxiácido que le da origen y cambian las terminaciones oso e ico del ácido por ito y ato. del ácido nítrico. . HNO3. consideraremos las siguientes reglas: 1.3 Oxianiones. CuSO4 Sulfato de cobre (II) Sulfato cúprico Nombre del radical Hipobromito Bromito Bromato Perbromato Fosfato Fosfito Sulfato Sulfito Hiposulfito Perclorato Clorato Clorito Hipoclorito Pb(SO4)2 Sulfato de plomo (IV) Sulfato plúmbico Radical BrO BrO2BrO3BrO4PO43PO33SO42SO32SO22ClO4ClO3ClO2ClO Nombre del radical Carbonato Bicarbonato Cromato Dicromato Peryodato Yodato Permanganato Silicato Nitrato Nitrito Arsenato Arsenito Borato - Radical CO32HCO3 CrO4 2Cr2O7 2IO4 IO3 MnO4 SiO32NO31NO21 AsO43AsO33BO32- Tabla 2. Para dar nombre a las oxisales es necesario aprender los nombres y fórmulas de los oxianiones o radicales. Así. y el ion nitrato (NO3) . con la terminación oso e ico si se utiliza la nomenclatura común. Para ello. primero se nombra al oxianión o anión poliatómico y enseguida el nombre del metal. dobles y básicas. 2. __________________________________ 25.80 Química cuantitativa I Actividad 2. _________________________________ 2. combina los cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada oxisal. _______________________________ 28. ___________________________________ 9. ________________________________ 20. _________________________________ 8. _________________________________ 6. __________________________________ 23. ___________________________________ 15. ___________________________________ 13. __________________________________ 27. __________________________________ 29. ________________________________14. ________________________________18. _________________________________ 4. ___________________________________ 5. ___________________________________ 21. ___________________________________ 11. _______________________________ 22. _________________________________10. asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos en la parte inferior de la tabla. _______________________________ 24. __________________________________ .10 En forma individual o colaborativa. ________________________________12. ___________________________________ 19. ________________________________16. _______________________________ 30. _______________________________ 26. ___________________________________ 7. ___________________________________ 3. ___________________________________ 17. Anión Catión Fe2+ 6 7 8 9 10 1 1 CO32- 2 2 SO42- 3 3 NO3- 4 4 PO43- 5 5 IO4- Na + 11 12 13 14 15 Sn 4+ 16 17 18 19 20 Pt 2+ 21 22 23 24 25 Mg 2+ 26 27 28 29 30 Ca2+ 31 32 33 34 35 Au3+ 1. ________________________________ Actividad 2.Nomenclatura de química inorgánica 81 31. ___________________________________ 15. ___________________________________ . ________________________________12. ___________________________________ 5. ________________________________16. ___________________________________ 7. ___________________________________ 17. asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos en la parte inferior de la tabla. _________________________________ 8. combina los cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada oxisal. ________________________________32. __________________________________ 35. _________________________________ 6. Anión (SiO3)2Catión Fe3+ 1 2 3 4 5 (BO3)3- (NO2)- (IO3)- (AsO4)3- 6 7 8 9 10 K+ 11 12 13 14 15 Pb4+ 16 17 18 19 20 Li + 21 22 23 24 25 Ag+ 26 27 28 29 30 Ba2+ 31 32 33 34 35 Cu2+ 1.11 En forma individual o colaborativa. ___________________________________ 9. _________________________________ 2. ___________________________________ 13. ___________________________________ 11. ________________________________18. ___________________________________ 3. _________________________________10. ________________________________34. _________________________________ 4. ________________________________14. __________________________________ 33. _______________________________ 34. ___________________________________ 21.82 Química cuantitativa I 19. __________________________________ 29. __________________________________ 25. _______________________________ 32. _______________________________ 24. _______________________________ 26. ________________________________ 20. __________________________________ 27. __________________________________ 31. __________________________________ 35. _______________________________ 22.12 De manera inividual o colaborativa asigna fórmula química a cada una de las siguientes oxisales. __________________________________ 33. _______________________________ 30. __________________________________ 23. _______________________________ 28. a) Carbonato de amonio c) Sulfato de aluminio e) Sulfato de cadmio g) Permanganato de potasio i) Nitrito de calcio k) Yodato de cobre (I) m) Arsenato de plomo (II) o) Bromato de hierro (II) q) Perclorato de potasio s) Borato de cobalto (III) b) Fosfito de zinc d) Nitrato de plata f) Fosfato de potasio h) Hipoclorito de sodio j) Carbonato de cobre (II) l) Yodito de oro (III) n) Clorito de magnesio p) Bromito de cobre (I) r) Peryodato de sodio t) Arsenito de plata . _______________________________ Actividad 2. Como desecante. Es usado en medicina como depresor del sistema nervioso. Como agente clarificante de aceites. explosivos. Como mordente en tintorería. utilizando la nomenclatura apropiada. Se emplea como agente oxidante. desinfectante y en la purificación del agua y aire. En la fabricación de explosivos y fertilizantes. En la fabricación de vidrios especiales para instrumentos ópticos.13 De manera individual o colaborativa escriba el nombre de las siguientes oxisales. cerillos y en el tratamiento del tabaco. En la fabricación de fertilizantes. Como mordente en la industria papelera y textil. antitranspirante. En la fabricación de detergentes y como ablandador de agua. En la elaboración de gises y enyesado de fracturas óseas. En el tratamiento de agua. En la fabricación de vidrio y detergentes. Como ablandador de agua. En la fabricación de fertilizantes.Nomenclatura de química inorgánica 83 Actividad 2. se usa como tranquilizante en el tratamiento de la esquizofrenia. cohetes. Para lavar tejidos infectados (Sal de Epsom). deodorizante. laxantes y analgésicos. Fórmula CaSO4 Nombre Usos Se usa como yeso en la construcción. KMnO4 Al2(SO4)3 Li2CO3 KNO3 K2CO3 NaNO3 Na3PO4 MgSO4. 7H20 Mg(ClO4)2 Na2CO3 . Como decolorante. En la fabricación de telas a prueba de fuego y repelentes al agua. Se usa en el curtido de pieles. porque consisten en una red metálica más o menos distorsionada. en la refinación de azúcar y como blanqueador doméstico (clorálex). perlas. En este tipo de compuestos el hidrógeno se presenta como anión. Como pigmento en la detección de úlceras gastrointestinales a través de radiografías. Como veneno para ratas. corales. mármol.84 Fórmula KBrO3 Sr(NO3)2 Nombre Química cuantitativa I Usos Como agente oxidante y como aditivo en alimentos. BaSO4 BaCO3 Ba(NO3)2 En la fabricación de cohetes para señales luminosas (verde) Como agente blanqueador: de harina. Se usa como agente oxidante y en la elaboración de explosivos y cerillos. dentro de la cual se encuentran dispersos los átomos de hidrógeno. Principal constituyente de las conchas marinas. caracoles. y recibe el nombre de hidruro. Se utiliza como blanqueador y desinfectante. En la fabricación de fertilizantes. en la industria textil y papelera. insecticidas y herbicidas. cáscara de huevo. . En la fabricación de cohetes para señales luminosas (rojo). Como combustible sólido para cohetes. H -. Los hidruros formados con los metales de transición se conocen como hidruros intersticiales. Se utiliza como antiácido en la fabricación de vinos y pastas dentales. Es el principal ingrediente del cemento. Ca(CIO)2 CaCO3 NH4NO3 NaCIO KCIO3 Nomenclatura de hidruros iónicos Los hidruros iónicos son compuestos que resultan de la unión química entre un metal y el hidrógeno. ocupando los huecos disponibles en la estructura del metal. explosivos. es muy difícil contar con un buen contenedor metálico para el hidrógeno. .4 Hidruros iónicos Actividad 2. el resultado es hidrógeno (H2) absolutamente puro. el H2 se disocia en hidrógeno atómico sobre la superficie del Pd. En la síntesis de compuestos farmacéuticos y perfumes. A una temperatura de 300 a 400 K.14 De manera individual o colaborativa escriba el nombre de los siguientes hidruros utilizando la nomenclatura apropiada. Fórmula LiH Nombre Usos Como agente reductor en síntesis orgánica. los átomos se difunden y se recombinan para formar H2 sobre la superficie opuesta.. ya que éste se mete entre los intersticios metálicos. Fórmula LiH NaH MgH2 CaH2 AlH3 HgH2 PbH4 GaH3 KH Nombre Hidruro de litio Hidruro de sodio Hidruro de magnesio Hidruro de calcio Hidruro de aluminio Hidruro de mercurio (II) Hidruro de Plomo (IV) Hidruro de Galio (III) Hidruro de potasio Tabla 2.Nomenclatura de química inorgánica 85 Debido a esto. Debido a que ninguna otra molécula presenta esta propiedad. LiAlH4 Conozca más. Los átomos de H se disuelven en metal y bajo la presión de H2.. el paladio es el que mayor capacidad tiene para absorber hidrógeno y formar hidruros.sobre los hidruros metálicos La fácil absorción del H2 por el metal paladio se ha empleado para separar H2 de otros gases y para la purificación del hidrógeno a escala industrial. De los metales de transición. Nomenclatura de óxidos ácidos o anhídridos Los óxidos ácidos o anhídridos son compuestos covalentes binarios que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. se utilizará el sufijo oso para el menor y el ico para el mayor número de oxidación. como el boro (B) . los oxiácidos conocidos como oxácidos. el carbono (C) y el silicio (Si). porque provienen de ácidos inorgánicos completamente deshidratados. Nomenclatura común Para los elementos no metálicos (o metaloides) que presentan sólo dos números de oxidación. Aunque no todos los óxidos ácidos son anhídridos.3 Nomenclatura de compuestos covalentes Los compuestos covalentes resultan de la unión de elementos no metálicos.86 Química cuantitativa I 2. Ejemplos: B203 CO2 Anhídrido bórico Anhídrido carbónico (más conocido como dióxido de carbono) . los hidrácidos y los hidruros covalentes. estas dos últimas de la IUPAC. la de Stock y la descriptiva. Ejemplo: Nivel simbólico Anhídrido hipocloroso Nivel submicroscópico + Los anhídridos se caracterizan porque al reaccionar con el agua producen oxiácidos. Ejemplos: Nivel simbólico Ácido hipocloroso Nivel submicroscópico + Se les denomina anhídridos. entre ellos tenemos a los óxidos ácidos también conocidos como anhídridos. Para dar nombre a los óxidos ácidos se puede utilizar la nomenclatura clásica (común). es importante mencionar que el flúor no forma óxidos ácidos. No. Para ello utilizaremos la siguiente tabla.4 Prefijos y sufijos Prefijo Hipo Nombre del no metal o metaloide Sufijo oso oso ico ico +2 +4 +6 Per Ejemplo: +1 -2 N2O +3 -2 Anhídrido hiponitroso N2O3 Anhídrido nitroso +5 -2 N2O5 Anhídrido nítrico Actividad 2.14 En forma individual anota la fórmula y nombres comunes de los óxidos ácidos del silicio. Fórmula Nombre Cuando el elemento no metálico presenta más de dos números de oxidación. Para ello. que resultan de combinar los no metales o metaloides con el oxígeno y escribe el nombre común a cada uno de ellos. de oxidación +1 +3 +5 +7 Tabla 2. IIIA B IVA C Si VA N P As VIA O S Se Te VIIA F Cl Br I .16 Determina los óxidos ácidos restantes. se utilizarán prefijos y sufijos de acuerdo con sus números de oxidación.Nomenclatura de química inorgánica 87 B2O CO Anhídrido boroso Anhídrido carbonoso (más conocido como monóxido de carbono) Actividad 2. 88 Fórmula Nombre común Química cuantitativa I . . Nomenclatura Stock Como ya lo mencionamos. N2O NO Óxido de nitrógeno (I) Óxido de nitrógeno (II) N2O3 Óxido de nitrógeno (III) NO2 Óxido de nitrógeno (IV) N2O5 Óxido de nitrógeno (V) Nomenclatura descriptiva Este tipo de nomenclatura es mucho más fácil para nombrar o escribir la fórmula de un compuesto. Las moléculas As203 y P205 en realidad existen como As406 y P4010. el número de oxidación del elemento no metálico (o metaloide) con el que se está combinando el oxígeno. dado que ésta expresa la cantidad de átomos de cada elemento presentes en la molécula. la nomenclatura Stock consiste en colocar después del nombre de la función química. Tabla 1.Nomenclatura de química inorgánica 89 Para dar nombre a los óxidos ácidos o anhídridos se puede utilizar la nomenclatura Stock y la descriptiva.6 Los prefijos griegos describen el número de átomos en la molécula Prefijo griego mono ditritetrapenta hexaheptaoctanona.(o ene) deca Número 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Compuesto CO SO2 B2O3 Nombre Monóxido de carbono Dióxido de azufre Trióxido de diboro P2O5 As4 O6* Cl2 O7 Pentóxido de difósforo Hexóxido de tetraarsénico Heptóxido de dicloro P4 O10 Decóxido de tetrafósforo *Un dímero es una molécula compuesta de dos moléculas idénticas simples. En la fabricación de vidrio y abrasivos.90 Química cuantitativa I Actividad 2. El dióxido de azufre. En la fabricación de vidrio. El monóxido de carbono producido principalmente por la combustión parcial de gasolina en los automóviles. Se usa para colorear el vidrio. Fórmula N20 SO 2 SiO2 TeO2 As4O6 P 4O 10 B2 03 CO CO 2 SeO2 Nombre Usos Se usó como anestésico. Como agente deshidratante. en la elaboración de bebidas carbonatadas y como extinguidor de fuego. Este término fue utilizado originalmente para referirse al vinagre. Como fumigante. Como Insecticida y eliminación de roedores. papel. provoca la formación de lluvia ácida y aceleran la oxidación de productos elaborados con hierro. se encuentran en el aire contaminado y son de los contaminantes más peligrosos para el ser humano. En la obtención del silicio y sus compuestos. Se usa en la fabricación de vidrio resistente al calor (pyrex) y telas incombustibles. Como antioxidante en la fabricación de aceites. son compuestos covalentes ternarios que resultan de la combinación de un óxido ácido con el agua. Existen dos tipos de ácidos inorgánicos: Los hidrácidos y los oxiácidos. SO2. que significa agrio. Los oxiácidos conocidos también por el nombre de oxácidos y oxoácidos. Como combustible. Como refrigerante. Como preservativo de la madera. . Oxiácidos Sin duda. La palabra ácido proviene del latín acidus. Como agente blanqueador en textiles. capaz de provocar la muerte.17 Escriba el nombre de los siguientes oxidos ácidos utilizando para ello. y el dióxido de nitrógeno. etc. Como desinfectante y preservativo en la industria alimenticia. cualquiera de los tres tipos de nomenclatura. La presencia de estos y otros óxidos ácidos en la atmósfera. la mayoría de las personas conoce el término ácido. NO2. aceite. agente reductor y en la síntesis del metanol. es uno de los mayores contaminantes del aire. para el menor estado de oxidación.Número de grupo. que ya tienen nombres establecidos. H2CO3 ácido carbónico Cuando un elemento no metálico (o metaloide) presenta dos estados de oxidación. e –ico para el mayor. Veamos algunas consideraciones: Si un elemento forma solamente un oxiácido. Se les llama oxiácidos porque dentro de su molécula contienen oxígeno. al utilizar la siguiente expresión: 8 .Nomenclatura de química inorgánica 91 Usualmente son reconocidos por sus fórmulas químicas (HnXOn). este llevará la terminación ico.5 No metales y metaloides Nomenclatura común La IUPAC recomienda. se utilizarán los prefijos hipo o per según corresponda. dependiendo del número de iones H+ disponibles o sustituibles en el ácido. con excepción de los ácidos del nitrógeno. que generalmente inician con hidrógeno. que la permanencia de nombres tradicionales sea limitado sólo a compuestos muy comunes. H3BO2 ácido boroso H3BO3 ácido bórico En caso de que el elemento central presente tres o más estados de oxidación. = No. IIIA 3H B IVA 2H C Si VA 3H N* P As VIA 2H O S Se Te VIIA 1H F Cl Br I Tabla 2. Se pueden clasificar en: monopróticos. de hidrógenos del ácido Esto sólo se cumple para los elementos del grupo V. VI y VIIA . seguido del elemento no metálico (o metaloide) y finalmente el oxígeno. Sin embargo. que sólo llevan un hidrógeno. se usa la terminación –oso. la nomenclatura común sigue teniendo un fuerte arraigo. Prefijo hipo Sufijo oso oso ico ico Números de oxidación +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Fórmula HClO HClO2 HClO3 HClO4 Nombre Ácido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clórico Ácido perclórico per . generalmente se puede determinar si se conoce el grupo al que pertenece el elemento no metálico central. dipróticos o polipróticos. El número de hidrógenos que posee cada ácido. con las fórmulas o nombres comunes de algunos oxiácidos y oxianiones(radicales). según corresponda. Ácido HBrO Nombre del ácido Ácido hipobromoso Ácido brómico Radical BrO BrO 3- Nombre del radical Hipobromito H 3PO 4 Fosfato Ácido fosforoso PO 33- H 2SO 4 Sulfato Ácido nítrico NO 3SO 32- H 2SO 3 Ácido bórico HClO BO 33- Hipoclorito Ácido nitroso Nitrito IO4- HIO 4 Ácido carbónico H2SiO4 SiO42- Carbonato Ácido yódico HlO lO- Yodato Ácido perclórico H3AsO4 AsO43- Perclorato Ácido selénico HMnO4 MnO4- Selenato Ácido telúrico H2CrO4 CrO 42- Telurato .18 Completa la tabla.92 Química cuantitativa I Actividad 2. pinturas. El ácido fosfórico se utiliza en la fabricación de fertilizantes. con la finalidad de diluir ya sea el ácido o la base. al igual que algunas bases como el hidróxido de sodio. se debe emplear un ácido débil como el vinagre o el ácido bórico. Si de manera accidental cae en tu piel alguna de estas sustancias aplica bastante agua en la zona afectada. se encuentra presente en frutas como limones. Esta es una reacción de neutralización: ácido + base Una precaución que siempre deberás tener presente: ¡Nunca le des de “beber” agua al ácido! Esto significa que no debe agregarse agua al ácido porque al caer ésta se calienta y evapora violentamente. lacas. destruyen los tejidos. H3BO3. ascórbico (vita- mina C). OH C CH2 OH C CH2 C O OH OH C O O HO CH2 HO CH O O C O OH OH O O OH CH3 CH3 C O OH C Ácido cítrico Ácido ascórbico Ácido acetilsalicílico Ácido acético Precauciones que deben tenerse al utilizar ácidos y bases fuertes Los ácidos minerales como el sulfúrico. colorantes y además como agente oxidante. El ácido acético diluido se conoce como vinagre. En la vida diaria utilizamos también ácidos orgánicos. Asimismo. como el ácido cítrico. es añadir lentamente el ácido al agua. NaHCO3. acético y acetilsalicílico.Nomenclatura de química inorgánica 93 Aplicaciones de los oxiácidos en la vida diaria El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de fertilizantes. detergentes. pudiendo salpicar partes de tu cuerpo. ensaladas o aderezos. lo que debe hacerse para preparar una disolución ácida. explosivos. naranjas y toronjas. drogas. jabones y para acidular los refrescos de cola. el clorhídrico y el nítrico son muy corrosivos. fibras sintéticas. para neutralizar la quemadura de un ácido fuerte hay que usar una base débil como la leche de magnesia. El ácido nítrico es un ácido fuerte que se utiliza en la fabricación de fertilizantes. explosivos. así como en la metalurgia. sal + agua . El ácido cítrico como su nombre lo indica. Mg(OH)2 o el bicarbonato de sodio. La vitamina C es el ácido ascórbico. Por ello. este último sobre todo si el accidente ha ocurrido en los ojos. el cual se añade para la preparación de chiles en escabeche. Posteriormente si tratas de neutralizar una base fuerte. seguido del símbolo del segundo elemento no metálico. Ejemplo: Nomenclatura Tradicionalmente a los hidrácidos se les nombra con la terminación hídrico. HCN. existen hidrácidos ternarios. el HCl es un gas que se llama cloruro de hidrógeno. HBr. Pero cuando son gaseosos. al disolverse en agua. Estos se caracterizan porque al reaccionar con una base o metal dan lugar a las sales haloideas. Se usa con frecuencia la misma fórmula para expresar los compuestos binarios de hidrógeno. Los ácidos son sustancias que liberan iones hidrógeno. La reacción de formación de un hidrácido pertenece a las reacciones de síntesis o combinación directa.94 Química cuantitativa I Hidrácidos Los hidrácidos son generalmente compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los no metales de los grupos VIA(16) y VIIA(17). Para expresar la fórmula de un ácido binario se acostumbra escribir primero el símbolo del hidrógeno. ya que al disolverse en agua forman disoluciones ácidas. sin importar si están o no disueltos en agua. HCl. por ejemplo. como el ácido cianhídrico o cianuro de hidrógeno. Fórmula HF HCl HBr Hl H2S H2Se H2Te Nombre del ácido Ácido fluorhídrico Ácido clorhídrico Ácido bromhídrico Ácido yodhídrico Ácido sulfhídrico Ácido selenhídrico Ácido Telurhídrico + . H . Por ejemplo. Sin embargo. se les nombra con la terminación uro. H2S. y a su disolución acuosa se le conoce como ácido clorhídrico. como HCl. debido a esa propiedad a estos compuestos se les da el nombre con el sufijo hídrico. en la refinación de minerales. Actividad 2. Mg(OH)2 y Al(OH)3. con los nombres de algunos hidrácidos importantes. El estómago y todo el conducto digestivo están protegidos del efecto corrosivo de los ácidos por un recubrimiento de mucosa. leche de magnesia.19 Completa la tabla. carbonato o bicarbonato que tienen. tienen una concentración aproximada de 0. Como limpiador de metales en el galvanizado. Fórmula HF Nombre Usos Como catalizador en la industria petrolera. Entre el 10 y el 20 % de los estadounidenses desarrollan úlceras en alguna etapa de su vida y muchos otros sufren indigestión o malestares digestivos ocasionales a causa de los niveles tan elevados de sus ácidos digestivos. Los ingredientes activos de algunos antiácidos populares. el estómago secreta un hidrácido fuerte? El estómago secreta ácidos (ácidos digestivos o ácidos estomacales) para ayudar a digerir los alimentos. Los antiácidos son sencillamente bases simples. que incluyen el ácido clorhídrico. según corresponda. Estos ácidos. permitiendo que el ácido ataque el tejido subyacente.Nomenclatura de química inorgánica 95 ¿Sabías qué. Mg(OH)2. son: el alka-seltzer. HCl HCN . En la metalurgia.. En algunos casos se desarrollan agujeros en este recubrimiento. Es utilizado como gas letal en las cámaras de gases de los Estados Unidos.. El tratamiento de estos problemas se enfoca con frecuencia a la neutralización de los ácidos digestivos a través de las sustancias llamadas antiácidos.1 M de H+. ya sea por la secreción de ácido en exceso o por la incapacidad del recubrimiento del tubo digestivo para resistir el ataque del ácido. Su capacidad para neutralizar los ácidos se debe a los iones hidróxido. Está presente en el ácido estomacal (digestivo). Las úlceras pueden ser causadas. Estos agujeros se conoce como úlceras. En la fabricación de compuestos de uranio y en el grabado de vidrio. NaHCO3. melox. CH4. la mayoría son compuestos familiares para tí. H2S). el borano. se dimeriza para formar B2H6. exceptuando al aluminio que forma hidruros poliméricos.96 Química cuantitativa I Hidruros covalentes Los hidruros covalentes moleculares se forman por la unión del hidrógeno con los elementos de los grupos 13 al 17. según corresponda. (AlH3)n. Actividad 2. BH3. El estado físico de los hidruros covalentes moleculares es variable. investiga aquellos que desconozcas su nombre. el bismuto y el polonio. con los nombres de algunos hidruros covalentes moleculares. otros líquidos (H2O. algunos pueden ser gases (NH3. Sin embargo. en condiciones adecuadas. C6H6) y generalmente presentan estructuras sencillas.20 Completa la tabla. Hidruro a) CH4 b) SiH4 c) GeH4 d) SnH4 e) PbH4 f) NH3 Nombre Hidruro g) PH3 Nombre Fosfina Hidruro m) H2Te n) HF o) HCl p) HBr q) HI Nombre Silano h) AsH3 i) SbH3 j) H2O k) H2S l) H2Se . Reacciones y ecuaciones químicas 97 Unidad III Reacciones y ecuaciones químicas H2O Cl- Cu2+ CuCl2(ac) Reactivos H2O OH - Cu(OH)2(s)+ NaCl(ac) Productos Na+ NaOH(ac) . 98 Química cuantitativa I . y son procesos que se llevan a cabo a nivel de los átomos.1 Cambios físicos: caída de un cuerpo. en las sustancias producidas. la corrosión (oxidación) de un metal y la fermentación de la leche. o sea los «productos». como la caída de un objeto. que son las sustancias presentes al inicio de la reacción. o bien los cambios de estado físico que presenta el agua en la naturaleza. pues para que se desarrolle un cambio químico se deben romper los enlaces en las sustancias llamadas «reactivos». su tamaño o forma se modifiquen. atracción magnética. las cuales alteran su esencia. la cual al encontrarse en estado líquido (ríos. la atracción de un metal por un imán. Fig. el movimiento ondulatorio del agua en un estanque al lanzar una piedra en él. Existen también en la naturaleza otros cambios más complicados.1 Reacciones y ecuaciones químicas Introducción La materia siempre está en continuo devenir. 3.Reacciones y ecuaciones químicas 99 Propósito de la unidad III Utilizar los tres niveles de representación de la química para lograr una mejor interpretación de la forma en que las partículas se reorganizan para formar nuevas moléculas. Los cambios antes mencionados se denominan físicos. y se deben formar enlaces químicos nuevos. En estos cambios la identidad de las sustancias se mantiene. y al constituir una nube en la parte alta de la atmósfera. que son las resultantes de la reacción. 3. Este tipo de cambios se denominan cambios químicos. Como ejemplos de estos cambios se tienen: la combustión de un cerillo. en transformación constante. 3. y dan origen a otras sustancias distintas a las iniciales. mares. . aunque su estado físico. pues no se altera la composición de las sustancias participantes. Fig. lagos). aglomerados de átomos o celdas unitarias a nivel submicroscópico o la formación de nuevas sustancias a nivel macroscópico cuando ocurre una reacción química. se condensa y se precipita en forma de lluvia. los iones y las moléculas.2 Cambios químicos: combustión. corrosión y fermentación. movimiento ondulatorio y evaporación. Los cambios químicos se conocen también como reacciones químicas. Los cambios que se observan en el mundo pueden ser desde el simple cambio de lugar. se evapora con la luz solar. en los cuales sí se modifica la composición y propiedades de las sustancias que participan. que básicamente es celulosa. los reactivos son el papel. se pueden aprovechar algunas características macroscópicas.100 Ruptura y formación de enlaces químicos Química cuantitativa I Reactivos Productos Así. además se libera energía luminosa y calorífica. se obtienen como productos el bióxido de carbono y el agua. se desarrolló una reacción química. La tableta de alka-seltzer contiene bicarbonato de sodio y ácido cítrico. ocasiona el burbujeo característico observado en la efervescencia: 3 NaHCO3 + C6H8O7 3 CO2 Bióxido de Carbono + C6H5O7Na 3 + 3 H2O + Citrato de sodio + Agua Bicarbonato de sodio + Ácido cítrico . es decir. tales como: Liberación o absorción de calor. la cual produce citrato de sodio y bióxido de carbono. en el caso de la combustión del papel. Las anteriores manifestaciones macroscópicas son indicadores de que a nivel submicroscópico unas sustancias cambiaron su esencia. Al añadirle agua inicia una reacción química. Celulosa + Oxígeno Reactivos Bióxido de carbono Productos + Agua Característic cópicas de una reacción química Para identificar un cambio químico (reacción química). Producción de efervescencia. Éste último compuesto como es gaseoso. y el oxígeno del aire. Un cambio de color (vire) Aparición de un sólido insoluble (precipitado) Considérese el caso de un alka-seltzer al agregarlo en agua. modificaron su identidad y se transformaron en otras sustancias distintas. Al quemarse la celulosa (reacción de combustión). Nivel simbólico Ecuación química: representación simbólica de la reacción mediante fórmulas químicas. Si se analiza el caso de una reacción química donde participan el ácido clorhídrico (HCl) y el nitrato de plata (AgNO3) como reactivos. . La manera de representar la reacción química anterior es: AgNO3 (ac) Nitrato de plata + HCl(ac) Ácido clorhídrico AgCl(s) Cloruro de plata + HNO3(ac) Ácido nítrico Fig.4) una reacción química consiste en la interacción entre átomos. vire. precipitado. y se afirma que la reacción química se llevó a cabo al observar la aparición de un sólido blanco insoluble (AgCl). Asimismo. A dicho sólido insoluble se le denomina «precipitado». que por acción debida a la gravedad tiende a depositarse en el fondo del recipiente donde se desarrolla la reacción. Formación de nuevas agrupaciones de átomos o iones. Figura 3. moléculas o iones. En una reacción química se rompen y forman nuevos enlaces. moléculas o iones de los reactivos. 3. A nivel submicroscópico (figura 3. Uso de modelos y explicación teórica del mecanismo de la reacción. la formación de nuevas sustancias. la liberación del gas (CO2) se indica mediante ( ) o (g).4 Los tres niveles de representación. por eso aparecen sustancias nuevas Nivel macroscópico Indicadores observables de que se efectuó la reacción: Efervescencia. tanto en los reactivos como en los productos. al reaccionar entre sí lo hacen de manera instantánea. se separan entre sí mediante el signo (+). Para indicar la producción del precipitado se usa el símbolo ( ) o (s). precipitado de cloruro de plata Niveles de representación de una reacción química Nivel submicroscópico Una reacción química se produce cuando en las sustancias se presentan cambios fundamentales de identidad.Reacciones y ecuaciones químicas 101 Nótese como las distintas sustancias participantes en la reacción química.3 Sólido blanco insoluble. liberación o absorción de calor Nivel submicroscópico Ruptura y formación de enlaces químicos. lo que produce nuevas agrupaciones o reordenamientos y con ello. Reordenamiento de átomos. como en el proceso químico que tiene lugar al oxidarse un trozo de hierro: Hierro + Oxígeno Óxido de hierro (herrumbre. Para expresar una ecuación química se suelen emplear símbolos especiales que proporcionan información específica acerca de las sustancias participantes o sobre las condiciones de reacción. «da» u otra expresión similar.102 Química cuantitativa I Nivel simbólico Una reacción química se puede describir designando textualmente a los reactivos y los productos. después de la flecha. es decir. los cuales indican los estados sólido. se usa el símbolo (ac). (l) y (g). «forma».5 Representación simbólica La ecuación química es la representación de un proceso real en el que ocurre el cambio químico. De esta manera. con diferentes propiedades físicas y químicas a las de los reactivos. Si la sustancia que participa está disuelta en agua. líquido y gaseoso. como: «produce». Estas condiciones de reacción se indican sobre la flecha: . En ocasiones para que una reacción química se desarrolle. el uso de un catalizador para acelerar o para inhibir la velocidad de reacción. moho) Pero la reacción anterior también se puede expresar mediante el lenguaje simbólico característico de la química. el cambio en el que aparecen las nuevas sustancias. la cual es un modelo de representación simbólica de la reacción química (figura 3. los reactivos se muestran al lado izquierdo de la ecuación. La reacción química existe en el mundo real. El estado físico de las sustancias se expresa mediante los símbolos: (s). y su modelo de representación es la ecuación química. la aplicación de calor. Asimismo. en la ecuación se indica con una flecha hacia arriba ( ) o el símbolo (g). Cuando en los productos se libera un gas. o bien se requiere un medio de reacción diferente al agua. antes de la flecha y los productos se ubican al lado derecho. 3. utilizando símbolos y fórmulas químicas para representar tanto a reactivos como a productos: 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) La expresión anterior es una ecuación química. REALIDAD Interpretación REACCIÓN QUÍMICA Representación MODELO ECUACIÓN QUÍMICA Fig. La flecha horizontal ( ) separa a reactivos y productos y se lee. respectivamente.5). cuando se forma un sólido insoluble se indica con una flecha hacia abajo ( ) o con el símbolo (s). que significa «en solución acuosa». se necesitan condiciones especiales tales como. 2 En forma individual o colaborativa determina la información que proporciona la siguiente ecuación química. Condiciones de una reacción a) Aplicación de calor b) Aparición de un sólido insoluble c) Liberación de un gas d) Signo para separar a las sustancias e) Sustancia en estado sólido f) Sustancia en estado líquido g) Sustancia en estado gaseoso h) Sustancia disuelta en agua i) Reacción irreversible j) Reacción reversible Actividad 3. Actividad 3.1 En forma individual completa la siguiente tabla que resume las condiciones de reacción. Estas reacciones se denominan «irreversibles». y en la ecuación química se simbolizan con una flecha horizontal ( ). de izquierda a derecha. éstos interactúan entre sí. Símbolo a) Nombre de reactivos b) Nombre de productos c) Coeficientes d) Estado físico de las sustancias e) Condiciones de reacción f) Reversible o irreversible . También se presenta el caso de reacciones químicas en las que una vez formados los productos. o de los reactivos hacia los productos.Reacciones y ecuaciones químicas CALOR CCl4 Ni H+ 103 ALCOHOL Muchas reacciones se desarrollan en una sola dirección. y se invierte el sentido de la reacción hacia la formación de reactivos. es decir. A estas reacciones se les llama «reversibles» y se simbolizan con una doble flecha ( ). registra la masa y colócalo en un frasco con unas gotas de agua. Un mes después.104 Química cuantitativa I 2. ¿Qué se necesita? 1 tornillo 1 clavo 1 frasco de gerber 1 balanza granataria ¿Cómo lo vamos a hacer? Consigue un tornillo o clavo nuevo. se descompone en mercurio metálico y oxígeno que se libera. Propósito a) Que el alumno intente explicar desde los tres niveles de representación de la química. Anota tus observaciones y las conclusiones a las que llegaste. fenómenos de la vida cotidiana como la oxidación de los metales. Al poco tiempo se observa que esta reacción es reversible. el mercurio reacciona con el oxígeno del aire y produce óxido mercúrico. mide su masa en una balanza granataria. Escriba la ecuación que corresponde a cada una de las siguientes expresiones: a) «Dos mol de hidrógeno al reaccionar con un mol de oxígeno y por acción de una corriente eléctrica. a) ¿Qué le sucedió al clavo o tornillo? ________________________________________ b) ¿Qué elemento del aire produce el aumento de la masa del clavo? ___________________ c) Escriba la ecuación que representa esta reacción química: En forma verbal: En forma simbólica: . se vuelve a medir su masa estando seco el clavo o tornillo. b) Propiciar el trabajo cooperativo. producen dos mol de agua» ______________________________________________________________________ b) «El carbonato de calcio por calcinación a 900 0C.3 Compruébalo tú mismo. ______________________________________________________________________ Actividad 3. produce óxido de calcio y anhídrido carbónico» ______________________________________________________________________ c) «Al aplicar calor al óxido mercúrico. anota sus características. determine su masa y con la ayuda de unas pinzas introduzca el magnesio a la flama del mechero. conclusiones y dibujos del experimento. Anota las observaciones.4 Compruébalo tú mismo. Propósito Que el alumno intente explicar desde el mundo submicroscópico. mida la masa de la cápsula que contiene la sustancia obtenida. fenómenos cotidianos como la oxidación de los metales y sea capaz de representar de manera simbolica y mediante ecuaciones dichos cambios.Reacciones y ecuaciones químicas 105 Actividad 3. a los que previamente se midió su masa. Deje caer la tira encendida en una cápsula de porcelana o vidrio de reloj. En forma verbal: En forma simbólica: . pues serán de utilidad para contestar las siguientes preguntas: a) ¿Qué tipo de sustancia es el magnesio? b) ¿Qué propiedades físicas y químicas presenta? c) ¿Qué le sucedió cuando se introdujo a la llama del mechero? d) ¿Qué tipo de cambio presentó? e) ¿Con cuál sustancia del aire reaccionó? f) ¿Qué compuesto se formó? g) Escriba la ecuación de la reacción en forma verbal y simbólica. ¿Qué se necesita? 3 cm de tira de magnesio metálico Pinzas Mechero Cápsula de porcelana o vidrio de reloj Balanza granataria ¿Cómo lo vamos a hacer? Consiga en el laboratorio una tira de magnesio. Al término de la reacción. 106 Química cuantitativa I Actividad 3. .5 Compruébalo tú mismo. Se adicionan 2 mL de agua oxigenada a la probeta. d) Investiga qué sustancias son las responsables de la formación de la espuma y del cambio de color. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. Realiza un reporte de la actividad. Propósitos a) Que el alumno identifique los diversos factores que se ponen de manifiesto en una reacción química. b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación? c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química. enseguida se añade medio mililitro de detergente líquido y posteriormente unas gotas de solución saturada de yoduro de potasio . b) Propiciar el trabajo cooperativo ¿Qué se necesita? Materiales Gradilla 4 Tubos de ensayo Frasco gotero Mortero con pistilo Probeta de 10 mL Refractario Sustancias Agua oxigenada al 30% Disolución de KI Detergente líquido Cristales de KNO3 Cristales de KI Disolución de Ca(OH)2 ¿Cómo lo vamos a hacer? Actividad 1 Coloca la probeta dentro del refractario. b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación? c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química. f) ¿Cómo lo interpretas? g) Elabora un reporte de tu actividad. Actividad 3 Sujeta el tubo que contiene disolución de hidróxido de calcio. y hazlos reaccionar entre sí. añade unas gotas de fenolftaleína e introduce un popote en tubo. d) ¿A qué compuesto corresponde el precipitado amarillo que se formó? e) Mezcla cristales de las sustancias anteriores (nitrato de plomo y yoduro de potasio) en un mortero y tritúralas con el pistilo. . a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.Reacciones y ecuaciones químicas 107 Actividad 2 Toma los tubos de ensayo que contienen solución saturada de yoduro de potasio y solución de nitrato de plomo respectivamente. ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. Coloca la parte superior del popote en tus labios y sopla suavemente haciendo burbujear la solución durante unos 3 minutos. ¿Qué observas? ¿Los resultados obtenidos apoyan tu hipótesis o la descartan? g) Elabora un reporte de tu actividad.108 Química cuantitativa I b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación? c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química. d) ¿A qué compuesto corresponde el precipitado blanco que se formó? e) ¿Qué sucedió con la fenolftaleína? Plantea tu hipótesis f) Adiciona nuevamente un poco de la disolución acuosa de hidróxido de calcio. . sino también a demostrar la conservación de la masa durante el proceso. Los trabajos de Lavoisier marcaron el inicio de la representación simbólica de una reacción química. «la materia no se crea ni se destruye.net/concurso2001/410/ciencias. siempre en recipientes cerrados y con una cantidad determinada de aire. Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones. Tomado de: http://www. esta ley suele ser conocida como «Ley de la conservación de la masa». cumplen con una ley natural. midiendo las masas de las sustancias antes y después de la reacción. esto significa.educared. Durante una reacción química los átomos o iones se reordenan o reagrupan para dar origen a nuevos agrupamientos de átomos o moléculas diferentes a las iniciales. ¿Sabías que…el estudio de las reacciones químicas permitió establecer la ley de la conservación de la masa? Probablemente. como la combustión del gas de la estufa. sobre todo. había defendido la idea de una masa que permanecía constante a través de todos los movimientos. la putrefacción de la carne.htm#lavoisier . que las sustancias en una reacción química se transforman. mediante el uso de la ecuación química.Reacciones y ecuaciones químicas 109 3. algo que se conserva pese a todos los cambios. Newton desde la física. la mayoría de las cuales consistían en someter a calentamiento diversos metales. la fermentación del jugo de uva entre otras.2 Tipos de reacciones químicas: balanceo por tanteo y método algebraico Todas las reacciones que se llevan a cabo en nuestra vida cotidiana. pero la masa permanece constante. sólo se transforma». y Lavoisier la aplicó al mundo de la química. Lavoisier comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente e indestructible. Estos experimentos le llevaron. pero. Esta ley establece: «Durante una reacción química la masa total de las sustancias que participan como reactivos es exactamente igual a la masa total de las sustancias que se obtienen como productos» En otras palabras. pues durante una reacción química los átomos o iones se reordenan o reagrupan para dar origen a nuevos agrupamientos de átomos o moléculas diferentes a las iniciales. no sólo a comprobar que el oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación. la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (17431794) a la química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la masa en 1774. la fermentación de la leche. aproximación o inspección b) Método algebraico c) Método de óxido–reducción Balanceo por el método de tanteo. es necesario balancearla. Se cuentan los átomos de cada elemento tanto en reactivos como en productos. Para efectuar de manera más eficiente el balanceo por tanteo. 2. sea igual en los reactivos y productos. Balancear una ecuación química significa determinar qué valor debe tomar cada coeficiente. Elabora una lista de acuerdo al siguiente orden: Reactivos Metal No metal Hidrógeno Oxígeno Na S H O Productos 3. Reactivos 1 1 3 5 Productos 2 1 2 5 Metal No metal Hidrógeno Oxígeno Na S H O . Escribir correctamente las fórmulas en la ecuación. para ello. en este libro abordaremos los siguientes: a) Método por tanteo. en la cual se produce sulfato de sodio y agua. para balancearla. Por ejemplo: la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio. Recuerda que una vez escrita la ecuación química con las fórmulas correctas. de tal manera que el número de átomos por cada elemento.110 Química cuantitativa I Balanceo de ecuaciones químicas Toda ecuación química debe cumplir con la ley de la conservación de la masa. aproximación o inspección El balanceo por tanteo como su nombre lo indica. ajustarla o nivelarla. buscando que éste sea siempre el mínimo de todos los múltiplos posibles. pues esto alteraría la representación de la composición de las sustancias. probar. no debes cambiar los subíndices de las fórmulas. consiste en tantear. se recomiendan los siguientes pasos: 1. contar o ensayar hasta encontrar los coeficientes numéricos apropiados que permitan igualar el número de átomos de los reactivos y productos en la ecuación química. Existen diversos métodos para balancear una ecuación. Identifica qué elementos están presentes en los reactivos y en los productos. se coloca un coeficiente 2 en el hidróxido de sodio para igualar el número de átomos de sodio en ambos lados de la ecuación. en nuestro caso es el azufre. en nuestro caso. tal como se indica a continuación. el cual se observa que ya está nivelado. 6. el número de átomos de hidrógeno en los reactivos y productos puede igualarse colocando un coeficiente 2 en la molécula de agua. a) b) c) d) e) . 2 Al colocar el coeficiente 2 en el NaOH. el número de átomos que se tenían en un inicio se modifica. encontramos: Metal No metal Hidrógeno Oxígeno Reactivos 2 1 4 6 Na S H O Productos 2 1 4 6 2 La ecuación química ha quedado balanceada. Actividad 3.Reacciones y ecuaciones químicas 111 4. Si observamos. Para ello. El siguiente paso sería igualar el número de átomos del no metal. Metal No metal Hidrógeno Oxígeno Reactivos 2 1 4 6 Na S H O Productos 2 1 2 5 5. el sodio. se recomienda empezar por los elementos metálicos. 2 Como verificación final.6 En forma individual o colaborativa balancea por tanteo las siguientes ecuaciones químicas. Para iniciar el balanceo. Se observa que sólo los átomos de hidrógeno y de sodio no están ajustados. Finalmente se ajusta el número de átomos de hidrógeno y oxígeno en ambos lados de la ecuación. c. Para el H es 2a + 2b = 2d ecuación 1 Para el S es Para el O es Para el Ca es a=c 4a + 2b = 4c + d b=c ecuación 2 ecuación 3 ecuación 4 d) Asigne un valor arbitrario a la literal que más se repita en las ecuaciones algebraicas.112 f) g) h) i) j) Química cuantitativa I Balanceo por el método algebraico El método algebraico como su nombre lo indica. e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación. en función del número de átomos presentes en reactivos y productos. Si a =1 y según la ecuación 2. eliminación o sustitución. En nuestro caso asignaremos valor de 1 a la literal a. a = c entonces c = 1 . En este método se considera a cada una de las sustancias (reactivos y productos) como variables o incógnitas de una ecuación algebraica. pues ambas literales se encuentran en el mayor número de ecuaciones. d. aunque pudimos haberle asignado valor a la b. b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a.etc. b. Para balancear una ecuación química por el método algebraico. consiste en utilizar los conocimientos de álgebra elemental para balancear una ecuación química.) a b c d c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica... . se recomienda desarrollar los siguientes pasos: Ejemplo 1 a) Escriba correctamente la ecuación química. Éste deberá ser siempre un número entero pequeño. 2a + 2b = 2d donde al despejar d = 2a + 2b (ecuación 5) 2 Al sustituir los valores de a y b. e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación. b..etc. en función del número de átomos presentes en reactivos y productos. y le asignaremos el valor de 2 . En nuestro caso es la literal b. d.) a b c d e c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica. b = 2e . entonces e = 1 . Si b = 2 y según la ecuación 2. b = c entonces b = 1 En la ecuación 1. Para el Cu es Para el H es Para el N es Para el O es a=c b = 2e b = 2c + d 3b = 6c + d + e ecuación 1 ecuación 2 ecuación 3 ecuación 4 d) Asigne un valor arbitrario a la literal que más se repita en las ecuaciones algebraicas. . eliminación o sustitución. tenemos: d = 2(1) + 2(1) = 2 . d = 2 2 f) Los valores obtenidos para cada literal serán los coeficientes que se coloquen en cada fórmula de la ecuación química. b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a.Reacciones y ecuaciones químicas 113 Si c = 1 y según la ecuación 4. c. a =1 b =1 c =1 d =2 La ecuación química ha quedado balanceada: Ejemplo 2 a) Escriba correctamente la ecuación química.. Si los valores obtenidos son números fraccionarios. a = 0.5 x 4 = 2 e=1 x 4=4 La ecuación química ha quedado balanceada: . deberás multiplicarlos por su mínimo común múltiplo para obtener números enteros.3 = 4c 3 = 4c c= 3 4 c = 0.1.6/4 d = 2 . tenemos: d = 2 .2c (ecuación 5) En la ecuación 4: 3b = 6c + d + e sustituimos el valor de d (dada por la ecuación 5) 3b = 6c + d + e 3b = 6c + (b-2c) + e 3b = 6c + b -2c + e 3b = 4c + b + e Sustituímos los valores de b y e.2(3/4) d = 2 . a = 4 a = 0. se desconoce el valor de c y d. por tanto se despeja una de estas literales: d = b . ya que estos serán los coeficientes que se coloquen en cada fórmula de la ecuación química.5 f) Los valores obtenidos para cada literal deben ser números enteros.5 d = 0. En nuestro caso es el valor de 4.2c al sustituir los valores de b y c .75 x 4 = 3 d = 0.75 3 En la ecuación 1: a = c por tanto. 3(2) = 4c + 2 + 1 6 = 4c + 3 6 .75 En la ecuación 5: d = b .75 x 4 = 3 b=2 x 4=8 c = 0.114 Química cuantitativa I En la ecuación 3: b = 2c + d en ella. Reacciones y ecuaciones químicas 115 Actividad 3. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) .7 En forma individual o colaborativa balancea por el método algebraico las siguientes ecuaciones químicas y da nombre a cada una de las sustancias que participan. se forma una disolución azucarada. ¿Qué ocurre con la cantidad de masa. c) Las sustancias sólo cambian de estado físico... b) No se forman nuevas sustancias.. se dice que en ella se experimentó .116 Química cuantitativa I Tipos de reacciones químicas Actividad 3. a) Un cambio físico b) Un cambio químico c) Ambos cambios 4. 3. c) Siempre hay un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores. 1. En forma individual o colaborativa contesta las siguientes preguntas. b) Siempre se requiere de energía para que se lleve a cabo. En una reacción química ... Si una sustancia pierde masa. Si disolvemos azúcar en agua. a) Siempre se desprende energía.8 Explorando las ideas sobre enlace químico. ¿cómo clasificarías este cambio? a) Un cambio físico b) Un cambio químico c) Ambos cambios 5. 2. a) Se forman nuevas sustancias. aumenta o disminuye su volumen y cambia de color al calentarla.. en una reacción química? a) Aumenta b) Disminuye c) Permanece constante . En una reacción química . de color violeta. Reacciones endotérmicas y exotérmicas b. Esto nos lleva a clasificarlas como reacciones endotérmicas y exotérmicas según corresponda. En nuestro caso registra una temperatura de 21. Reacciones de doble desplazamiento o sustitución doble f. Reacciones de descomposición o de análisis d.9°C. antes de añadir cloruro de tionilo. eléctrica o luminosa). Cloruro de cobalto (II).. Las reacciones endotérmicas necesitan de la aplicación de alguna forma de energía para que se efectúen (calorífica. 7 minutos después de añadir cloruro de tionilo. Cloruro de cobalto (II). Reacciones de síntesis o combinación directa c. En 7 minutos la temperatura disminuye hasta 5. Se desprende gas y el color cambia de color violeta a azul.sobre reacciones endotérmicas A continuación se muestra una reacción endotérmica que se presenta al reaccionar el cloruro de cobalto(II) y el cloruro de tionilo. En caso de aplicar algún tipo de energía se debe indicar en la parte superior de la flecha horizontal. algunas veces liberando y en otras absorbiendo energía. Con un sensor de temperatura.Reacciones y ecuaciones químicas 117 Para facilitar la comprensión y explicación de los cambios o transformaciones químicas.. El tubo de ensayo contiene 4 g de cloruro de cobalto (II). Reacciones de desplazamiento o sustitución simple e. Al tubo de ensayo se le adicionan 20 mL de cloruro de tionilo. las reacciones se han clasificado para su estudio en: a. se mide la temperatura inicial en el tubo de ensayo. Reacciones de óxido-reducción a ) Reacciones endotérmicas y exotérmicas En una reacción química siempre hay un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores. Conozca más .9 °C. . debe ser renovado. Se le adicionan 10 mL de ácido sulfúrico concentrado. etc.).de/. flama. mientras que el agua se desprende en forma de vapor..ebrisa. al efectuarse van acompañadas de la liberación de gran cantidad de energía en forma de calor y en ocasiones en forma de luz. Conozca más . es utilizado en el llamado “gel azul” (sílica gel azul). La reacción es endotérmica.. Precauciones de seguridad: Dado que se desprenden vapores de ácido sulfurico. con la palabra calor o con el símbolo ÄH0. A esta cantidad de energía que se aplica al inicio. se le denomina energía de activación. El calor generado en este tipo de reacción es un producto y por tanto.do? source=S&id=497418 . reacciona con el cloruro de tionilo y produce ácido clorhídrico y dióxido de azufre. Azúcar H2SO4 Se colocan 20 gramos de azúcar en un vaso de precipitado de 250 ML. La entalpía de reacción o ÄH0 es positivo.. ya sea. el desorden del sistema se incrementa. Tomado y adaptado de http://www. no se llevan a cabo por sí solas a temperatura ordinaria. se sugiere escribirlo al lado derecho de la ecuación. El azúcar se convierte en un residuo negro de carbón. toma lugar al absorber energía calorífica del ambiente (la temperatura disminuye).118 Química cuantitativa I Color violeta Color azul El agua de hidratación del cloruro de cobalto (II).html En cambio. Los posibles residuos pueden ser desechados de manera segura al añadir hielo./spanish/v41-2. Por ejemplo: Algunas reacciones exotérmicas.. esta reacción debe ser efectuada en una campana para gases o al aire libre. El cambio de color de azul a violeta indica que el poder desecante de la sílica gel se ha agotado y por tanto. Tomado y adaptado de www2. Sin embargo. la reacciones con cloruro de tionilo deben ser realizadas en una campana para gases. Precauciones de seguridad: Dado que se produce cloruro de hidrógeno. es decir. luz. la reacción ocurre espontáneamente dada la gran cantidad de productos generadores de gases y por tanto. El cloruro de cobalto (II).uni-siegen.com/ portalc/ShowArticle.sobre reacciones exotérmicas: Reacción de deshidratación del azúcar por el ácido sulfúrico. por lo que se requiere aplicar una cantidad de energía para iniciar la reacción (en forma de chispa. las reacciones exotérmicas. hidróxidos. Tipo de reacción en la que dos o más sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un sólo producto. porque en ella los átomos se reagrupan para formar un sólo producto. Ejemplos: Sal haloidea Óxido básico Hidróxido Hidrácido Oxiácido Hidruro metálico Hidruro no metálico Óxido ácido Óxisal Actividad 3.9 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan reacciones de síntesis y nombra a todas las sustancias que participen como reactivos o productos. ácidos. sales haloideas e hidruros. a) b) . con propiedades diferentes.Reacciones y ecuaciones químicas 119 Reacciones de síntesis o combinación directa A este tipo de reacción también se le conoce como de adición. Las reacciones de este tipo se pueden representar por la ecuación general: A + B C A este tipo de reacción pertenece la formación de funciones químicas como los óxidos. sobre la contaminación del aire La contaminación del aire hace referencia a la alteración de la atmósfera terrestre por la emisión de sustancias tóxicas (gases. . óxidos de nitrógeno y azufre. estatuas y otras estructuras. por pequeña que ésta sea. Pero además. así como lesiones pulmonares y de las vías respiratorias.4 y 5. La contaminación del aire es un problema ambiental que ha provocado daños en la capa de ozono y el deterioro de edificios. Los contaminantes producen efectos perjudiciales sobre la flora y la fauna. en la ciudad de Kioto a ejecutar un conjunto de medidas para reducir los gases de efecto invernadero.. 130 países industrializados se comprometieron bajo el auspicio de la ONU. metano. cloro e hidrocarburos no quemados. En diciembre de 1997. daños cerebrales y trastornos del sistema nervioso. todos somos responsables? Todos tenemos una cuota de responsabilidad. se prevee que la temperatura media de la superficie del planeta aumente entre 1. sólidas o líquidas)en cantidades diferentes a las presentes de manera natural. monumentos. En la salud humana pueden ocasionar cáncer. a pesar que los inviernos son más fríos y violentos. Esto se conoce como calentamiento global. todo esto debido al aumento en la emisión de gases contaminantes por la quema de combustibles fósiles. Según las cifras de la ONU..8 °C de aquí a 2100. malformaciones congénitas. como el dióxido y monóxido de carbono (CO2 y CO). El objetivo principal es disminuir el cambio climático de origen antropogénico. ha provocado el calentamiento global del planeta (efecto invernadero).120 c) Química cuantitativa I d) e) f) g) h) i) j) Conozca más. ¿Pero. en la industria metalúrgica y quema de combustibles. en los últimos años se han detectado lluvias más ácidas de lo normal.. lo cual considera que perjudicaría gravemente la economía estadounidense.un producto de reacciones de síntesis El agua de lluvia es ligeramente ácida por naturaleza. uno de los mayores productores de CO2 en el mundo. Los óxidos de azufre se emiten de manera natural en volcanes. en autos. Los óxidos de nitrógeno se forman de manera natural en descargas eléctricas y en la combustión de gasolinas.Reacciones y ecuaciones químicas 121 El compromiso es el de reducir en un 5.. pero Estados Unidos. . ¿Cómo la ves? ¿tú que opinas? ¿Sómos los ciudadanos comunes los responsables del cambio climático? ¿Qué acciones debemos realizar para contribuir a disminuir los efectos del cambio climático? La lluvia ácida . se niega a ratificar este acuerdo. es decir con pH menores de 5. es que manifiestan que el CO2 que producen se consume por la fotosíntesis de los bosques de Alaska y otras zonas de su país y la otra que consideran que la aplicación del Protocolo de Kioto es ineficiente e injusta al involucrar sólo a los países industrializados y excluir de las restricciones a algunos de los mayores emisores de gases en vías de desarrollo (China e India en particular).6. en industrias. Estos óxidos al reaccionar con el vapor de agua de la atmósfera.2% las emisiones contaminantes entre 2008 y 2012. y ésta tiene un pH de 5. forman el ácido sulfúrico y el ácido nítrico. se forman pequeñas cantidades de ácido carbónico. Esto se debe a la emisión de dióxido de carbono y óxidos de azufre y nitrógeno. El CO2 se produce en incendios. dado que al estar en contacto con el dióxido de carbono de la atmósfera. Una de las razones. El acuerdo entró en vigor el 16 de febrero de 2005. etc. Sin embargo. . Afecta directamente a la vegetación. por que en el análisis químico para estudiar la composición química de un material o muestra se necesita descomponer el todo en sus partes. provocando deforestación e infertilidad en la corteza terrestre. se descompone o se separa en sus componentes en dos o más sustancias distintas.). pero principalmente a monumentos y edificaciones construidas con mármol o caliza. eléctrica. Este tipo de reacción se presenta cuando una sola sustancia por aplicación de alguna forma de energia (calorífica. Provoca daños materiales por su carácter corrosivo a las construcciones y las infraestructuras. ríos y mares. Dificulta el desarrollo de vida acuática en lagos. etc. luminosa. destruir). ¿Qué acciones debemos realizar para contribuir a disminuir los efectos de la lluvia ácida? Reacciones de descomposición A las reacciones de descomposición también se les conoce como reacciones de análisis. La palabra análisis proviene del latín (ana= de abajo hacia arriba y lisis= romper.122 Efectos de la lluvia ácida Química cuantitativa I La lluvia ácida es perjudicial para la flora y la fauna. desmembrar. En general los óxidos metálicos al descomponerse liberan oxígeno molecular. Ejemplos . porque se requiere tener una comprensión de cada reacción específica. existen óxidos que se descomponen en óxidos de menor número de oxidación. oxisales haloideas y otros compuestos oxigenados como el agua y el agua oxigenada. Las reacciones de este tipo se pueden representar por la ecuación general: AB ENERGÍA Compuesto A + B Elementos o compuestos Predecir los productos de una reacción de descomposición no es nada fácil.Reacciones y ecuaciones químicas 123 El reactivo suele ser por lo general un compuesto y los productos generados en la descomposición pueden ser: elementos o compuestos. sin embargo. Las reacciones de descomposición son opuestas a las reacciones de combinación. A este tipo de reacción pertenece la descomposición de óxidos metálicos. Los cloratos y nitratos se descomponen por acción del calor en otros compuestos más el oxígeno molecular. Algunas oxisales como carbonatos y bicarbonatos se descomponen liberando CO2. 124 Química cuantitativa I ¿Sabias que…una reacción de descomposición, puede salvar nuestra vida? En la actualidad los automóviles modernos cuentan con bolsas de aire (en inglés, airbags) que nos protegen al momento del impacto, ya que éstas, se inflan rápidamente y ayudan a prevenir lesiones en accidentes automovilísticos. ¿Cómo funcionan? La forma en la que funcionan es muy simple, constan de tres partes: la bolsa, el sensor y el sistema de inflado. La bolsa de nylon lubricada con almidón o talco, se guarda en el volante, el sensor se instala en el exterior del automóvil y le indica a la computadora cuándo inflar la bolsa (usualmente cuando haya un golpe igual a topar de frente con una pared sólida a 20 km/h). ¿Cuando se da el inflado? El sensor emite una señal eléctrica y ésta genera una reacción química de descomposición del azida de sodio, NaN3. Esta reacción es exotérmica y muy rápida. Esto provoca la liberación de nitrógeno, el cual infla la bolsa a un velocidad equivalente a 300 km/h. El llenado se produce en tan solo 50 milisegundos, aproximadamente. Tras la dilatación inicial, el gas de nitrógeno caliente, se enfría y la bolsa se desinfla parcialmente, liberando al pasajero. Aproximadamente 130 g de azida de sodio generará 67 litros de nitrógeno gaseoso, lo suficiente para inflar la bolsa de aire del automóvil y salvar nuestra vida. El ion azida es una sustancia sólida de color blanca, que se descompone por acción del calor en sodio y nitrógeno. + Na N N + N - Tomado de: http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap6/bolsasdeaire.doc http://www.esmas.com/deportes/automovil/281597.html Reacciones y ecuaciones químicas 125 Actividad 3.10 En forma individual o colaborativa balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan reacciones de descomposición y da nombre a cada una de las sustancias que participan. a) b) c) Perclorato de sodio Cloruro de sodio + Oxígeno d) e) Carbonato de magnesio Óxido de magnesio + Bióxido de carbono f) g) h) i) j) 126 Química cuantitativa I Reacciones de sustitución simple Se les conoce como reacciones de desplazamiento simple, porque en ellas, un elemento más activo químicamente reacciona desplazando o sustituyendo a otro elemento que se encuentra formando parte de un compuesto. Las reacciones de este tipo se ajustan a una ecuación general: A + BC Un metal sustituye a otro metal. Metal más activo Metal menos activo B + AC Un ejemplo de ello, es la reacción que se efectúa cuando se sumerge un alambre o lámina de cobre en una solución de nitrato de plata. Se forman cristales brillantes de plata, parecidos a agujas, en el alambre o lámina de cobre, debido a que en esta reacción, el cobre se oxida a iones Cu2+ y desplaza a los iones Ag+ del AgNO3. Los iones Ag+ se reducen a plata metálica. Un no metal sustituye a otro no metal. A + BC No metal No metal más menos activo activo C + BA Un ejemplo de ello, es la reacción que se efectúa entre el cloro y el bromuro de potasio. En un tubo de ensayo se agregan 2 mL de una disolución de KBr (0.1M) y 1 mL de agua de cloro*, inmediatamente se observa un cambio de color, de incoloro a amarillo. Esto es un indicio de que el bromo ha sido despalzado por el cloro. * A la disolución de cloro gaseoso en agua se le conoce comúnmente como agua de cloro. El cloro molecular se transforma en ion hipoclorito, ClO- y cloruro, Cl-. se oxidan con más facilidad que los metales que aparecen más abajo en la misma serie. A ese orden se le conoce como serie de actividad. Serie de actividad de los metales más comunes en orden decreciente Desplazan al hidrógeno de los ácidos Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au Orden de reactividad Desplazan al hidrógeno del vapor del agua Esta serie de actividad de los metales .Reacciones y ecuaciones químicas 127 Serie de actividad. F2 > Cl2 > Br2 > I2 F O Cl Br I S P Se N B C Si . Desplazan al hidrógeno del agua fría Serie de actividad de los no metales más comunes en orden decreciente El orden de reactividad de los no metales se muestra a continuación y en él se puede apreciar que los halógenos se pueden ordenar en otra serie de actividad. la facilidad con la que un metal puede desplazar o sustituir al hidrógeno de un ácido o del agua. Los metales que están más arriba en la serie electromotriz. electromotriz o electroquímica En cursos anteriores has tenido la oportunidad de analizar algunas propiedades de los elementos metálicos y no metálicos. El orden nos muestra además. En el laboratorio podrás comprobar experiementalmente tus hipótesis y establecer un orden de reactividad en metales y no metales. serie electromotriz o serie electroquímica. Las diferencias de reactividad están relacionadas con la tendencia a ceder o perder electrones para formar cationes. indica el orden o la tendencia a reducir espontáneamente a los iones de cualquier otro metal ubicado por debajo de su posición. pero un vistazo de nuevo a la tabla periódica te permitirá predecir que elemento puede ser capaz de desplazar a otro. un líquido rojo. a) ¿Puede el magnesio reaccionar con el ácido clorhídrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción. d) ¿Puede el cloro sustituir al yodo en una disolución de ácido yodhídrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.128 Ejemplos de reacciones de sustitución simple a) b) c) d) e) f) Química cuantitativa I Actividad 3. F-? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción. se mezcla con una solución incolora de NaCl? g) ¿Puede el Cu sustituir al hidrógeno del ácido clorhídrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción. f) ¿Qué podría esperar que ocurriese cuando el bromo. e) ¿Puede el cloro desplazar al flúor en una disolución que contenga iones fluoruro. c) ¿Puede la plata desplazar al zinc en una disolución que contenga iones Zn2+ ? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción. .11 En forma individual o colaborativa constesta las siguientes preguntas utilizando la serie de actividad de metales y no metales. b) ¿Puede el mercurio reaccionar con el ácido nítrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) .Reacciones y ecuaciones químicas 129 Actividad 3.12 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan posibles reacciones de sustitución simple y da nombre a cada una de las sustancias que participan. Todos los compuestos de los metales alcalinos (grupo I A) son solubles en el agua. La ecuación general de este tipo de reacción es: A+B- + D+C- A+C- + D+B En muchas de las reacciones de doble sustitución existe desprendimiento de calor.130 Química cuantitativa I Reacciones de sustitución doble A este tipo de reacciones también se les conoce como de doble desplazamiento o metátesis. 3. 5.. la palabra metátesis se deriva del griego y significa transposición o cambio de lugar? En este tipo de reacción hay un intercambio de partículas positivas y negativas.. las excepciones son los hidróxidos de los metales alcalinos y el hidróxido de bario: Ba(OH)2 . bromuros (Br-) y yoduros (I-) son solubles en agua. a) Reacción de neutralización (ácido y base) . producción de algún gas o bién. Hg 2+ y Pb2+. La mayoría de los sulfatos (SO42 -) son solubles en agua. 2. Todos los compuestos de amonio (NH4+) son solubles en agua. La mayoría de los hidróxidos (OH-) son insolubles en agua. La mayoría de los compuestos que contienen cloruros (Cl-). Las partículas que participan pueden ser iones monoatómicos o poliatómicos (radicales). 4. Estas reacciones se caracterizan porque. Las reacciones que caen dentro de este tipo. reacción entre dos sales. clorato (ClO3-) y perclorato (ClO4-) son solubles en agua. 6. 7. son las siguientes:reacciones de neutralización (ácido y base). fosfatos (PO43 -) y sulfuros. sulfato de mercurio (II) (HgSO4) y el sulfato de plomo (PbSO4)son insolubles. excepto los compuestos con metales alcalinos (grupo I A) y del ion amonio (NH4+). para producir dos compuestos distintos a los iniciales. Para predecir si se formará un precipitado es necesario considerar algunos datos sobre la solubilidad de los compuestos iónicos en agua a 25oC. la formación de un precipitado insoluble. una sal y una base. Todos los compuestos que contienen nitrato (NO3-). dos compuestos reaccionan entre sí. Todos los carbonatos (CO32 -). como se observa en la siguiente tabla: Tabla 3. El sulfato de calcio (CaSO4) y el sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. (S2 -) son insolubles. atrayéndose por diferencia de carga entre ellas. con excepción de aquellos que contienen Ag+ . etc. ¿Sabías qué. una oxisal y un ácido. Los sulfatos de bario (BaSO4).1 Reglas de solubilidad 1. Reacciones y ecuaciones químicas 131 b) Reacción entre dos sales c) Reacción entre una sal y una base d) Reacción entre un oxisal y un ácido e) Reacción entre un óxido básico y un ácido Actividad 3.13 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan posibles reacciones de doble sustitución y da nombre a cada una de las sustancias que participan. a) b) c) d) . 14 Compruébalo tú mismo.132 e) Química cuantitativa I f) g) h) i) j) Actividad 3. Propósitos a) Realizar diferentes reacciones químicas e identificar el tipo de reacción al que corresponde cada una de ellas. b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo. ¿Qué se necesita? Materiales Gradilla Tubos de ensayo Soporte universal con aro Malla con asbesto Mechero de Bunsen Cápsula de porcelana Agitador de vidrio Matraz Erlenmeyer Sustancias Zinc en polvo y en granalla Azufre en polvo HCl concentrado HgO Disolución de Ba(OH)2 Disolución de Na2CO3 . 5 g de zinc en polvo y 0.5 g de azufre en polvo.Reacciones y ecuaciones químicas 133 ¿Cómo lo vamos a hacer? Actividad 1 Identifica las propiedades físicas del zinc y el azufre. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. Coloca la cápsula sobre la malla de alambre con asbesto. Zinc Azufre . mezclar con la ayuda de un agitador. g) Elabora un reporte de tu actividad. b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación? c) ¿Qué compuesto se formó? d) Menciona a qué tipo de reacción corresponde.se calienta la mezcla sin agitar. hasta que termine la reacción química. lo cual se manifiesta mediante la formación de un polvo gris. Propiedades físicas del azufre Propiedades físicas del zinc En una cápsula de porcelana agregar 0. e) Elabora un reporte de tu actividad. . a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. b) ¿Cómo interpretas los cambios desde los tres niveles de representación? c) ¿Qué sustancias se formaron? d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde. y con la ayuda de unas pinzas para tubo de ensayo procede a calentar el tubo durante un tiempo de 5 a 10 minutos. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.5 g de óxido de mercurio (II).134 Actividad 2 Identifica las propiedades físicas del óxido de mercurio (II). Actividad 3 En un matraz Erlenmeyer que contiene ácido clorhídrico concentrado. Transcurridos los primeros 5 minutos. añade de 2 a 3 granallas de zinc. coloca una astilla de madera con un punto de ignición en la boca del tubo. Propiedades físicas del óxido de mercurio (II) Química cuantitativa I Coloca en un tubo de ensayo 0. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. g) Elabora un reporte de tu actividad. . Deja reposar. e) Elabora el reporte de la actividad. c) ¿Qué sustancias se formaron? d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde. f) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.Reacciones y ecuaciones químicas 135 b) ¿Qué le sucedió a la granalla de zinc a nivel macroscópico al estar en contacto con el ácido? c) ¿Qué elemento químico se desprende durante la reacción? d) ¿Qué compuesto químico se produce y cómo puedes evidenciar su presencia? e) Escribe y balancea por tanteo la ecuación de la reacción efectuada. b) Describe los cambios efectuados a nivel submicroscópico en la reacción anterior y represéntalos de manera simbólica. Actividad 4 En un tubo de ensayo combina 2 mL de la disolución de carbonato de sodio con 2 mL de hidróxido de bario. bacterias y plantas.3 Reacciones de óxido-reducción y balanceo de ecuaciones En la vida diaria se presentan diversos fenómenos asociados a los procesos de oxido-reducción como son la corrosión. se lleva a cabo un proceso de reducción.las actividades humanas añaden 2. donde se obtiene la energía necesaria para realizar el metabolismo. Lo anterior explica. En la extracción de un metal a partir de sus minerales. que el oxígeno atmosférico se mantiene en equilibrio. En un proceso inverso(reducción). lo que ocasiona un aumento en la concentración del bióxido de carbono. Sin embargo.3 x 1011 toneladas de oxígeno cada año aproximadamente. En la respiración de los seres vivos se llevan a cabo procesos de oxidación.. en el cual el combustible se transforma en dióxido de carbono. En cambio en la corrosión de los metales. el cocinar. a razón de una parte por millón al año. el uso de agentes blanqueadores por mencionar algunos. Reducción: Oxidación: En la combustión completa del gas butano se da un proceso oxidativo.. los cuáles se efectúan en las células. Fotosíntesis Energía solar Respiración ¿Sabías qué. el por qué del calentamiento global del planeta.. agua.. De tal forma. y energía luminosa y calorífica. El resto. 1 x 1010 toneladas. la respiración.5 x 1010 toneladas de bióxido de carbono a la atmósfera cada año? De esa cantidad cerca de 1.136 Química cuantitativa I 3. esta misma cantidad de oxígeno es utilizada en el proceso de respiración por los animales.5 x 1010 toneladas son fijadas por las plantas. se está adicionando cada año. las plantas verdes durante la fotosíntesis. ¿Sabías qué. las plantas del mar y de la tierra producen 1. la oxidación biológica que realizan las plantas y los animales produce bióxido de carbono y agua que se liberan hacia la atmósfera y la hidrósfera? Es interesante observar que mediante la fotosíntesis. utilizan la energía solar para producir carbohidratos a partir de CO2 y agua. se da un proceso de oxidación. . los suelos y los océanos. la combustión. los químicos se dieron cuenta que existían procesos donde a pesar de no participar el oxígeno se presentaba la oxidación. el número de oxidación corresponde a la carga del ion. El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un número entero. Las definiciones de oxidación y reducción. en términos de pérdida y ganancia de electrones. agente oxidante y reductor Históricamente el término oxidación se relacionaba sólo con los procesos donde se combinan las sustancias con el oxígeno (ganancia de oxígeno) y a la reducción como un proceso de pérdida de oxígeno. Sin embargo. Actualmente los conceptos de oxidación y reducción se asocian con la pérdida y ganancia de electrones. Esto llevó a conceptualizar a la oxidación como la pérdida de hidrógeno. se aplican a la formación de compuestos iónicos. en términos de cambio en el número de oxidación. reducción. si aumenta su número de oxidación en una reacción. los químicos introdujeron el concepto de número de oxidación. Por tanto. . al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula (o compuesto iónico). no se aplican a la formación de compuestos covalentes. Para un compuesto covalente. Para compuestos iónicos.Reacciones y ecuaciones químicas 137 Conceptos de oxidación. Si el número de oxidación de un elemento disminuye. se dice que se reduce. donde no puede existir uno sin el otro. que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se refiere. Para eliminar este tipo de indefiniciones. Se dice que un elemento se oxida. respectivamente. son las reacciones con el cloro. si los electrones fueran transferidos completamente. Un ejemplo de ello. las reacciones redox se pueden definir en forma más general. y a la reducción como un proceso donde se daba la ganancia de hidrógeno. Puesto que la reducción y la oxidación son procesos químicos opuestos y simultáneos. Sin embargo. es conveniente relacionar estos conceptos. los números de oxidación son asignados de tal forma que la parte más electronegativa tiene un número de oxidación negativo y la parte más positiva (menos electronegativa) tiene un número de oxidación positivo. el bromo y otros no metales activos. positivo o negativo. estas definiciones en términos de transferencia de electrones. Cambio en el número de oxidación Aumento Disminución Disminuye Concepto Oxidación Reducción Agente oxidante (sustancia que se reduce) Agente reductor (sustancia que se oxida) Cambio en electrones Pérdida Ganancia Gana Pierde Aumenta Para determinar cuantos electrones se pierden cuando el elemento se oxida y cuantos electrones se ganan si el elemento se reduce. nos ubicamos en el estado de oxidación inicial del elemento. Para utilizar la recta redox. puesto que ésta causa la reducción de la otra. En una reacción de oxidación-reducción. causa la oxidación de la otra y se denomina agente oxidante. podemos decir que la oxidación puede definirse ya sea como un aumento en el número de oxidación o como una pérdida de electrones. la sustancia que se oxida se denomina agente reductor. Ejemplos Ni +3 Ni +2 se redujo en 1 se oxidó en 1 se oxidó en 5 se redujo en 8 Cu +1 Cu Cl S +2 Cl20 S+6 +5 -2 . y al desplazarnos hacia su nuevo estado de oxidación. y la reducción como una disminución en el número de oxidación o ganancia de electrones.138 Química cuantitativa I En resumen. la sustancia que se reduce. se utiliza la recta redox. De igual modo. se cuentan los espacios numéricos que existen entre los dos estados de oxidación del elemento oxidado o reducido. Fe0. +1 -1 +1 -1 +2 -1 HCl NaH CaH2 5.Reacciones y ecuaciones químicas 139 Reglas generales para la asignación de los números de oxidación Las siguientes reglas ayudan a asignar los números de oxidación de la mayoría de los elementos químicos en los compuestos más comunes. Al0. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico. grupo IIA (2). H20 Para tener presente. El número de oxidación de cualquier elemento libre o en su forma molecular. Cl20. el zinc y el cadmio del grupo IIB (12). es igual a su carga. I20. para determinar el número de oxidación del elemento desconocido. qué elementos existen en la naturaleza en forma diatómica. 1. Br20. en la mayoría de los compuestos. +1 -2 +1 -1 +2 -1 H2O Na2O2 OF2 4. I2 Br2 Cl2 F2 O2 N2 H2 2. y en la combinación con el flúor. excepto en los hidruros metálicos donde participa con -1. Na0. se recomienda utilizar los conocimientos sobre tabla periódica. El número de oxidación del oxígeno. N20. es siempre cero. grupo IA (1) y la plata del grupo IB (11). O20. P40. Ocasiona Nacimiento de Hongos. es +2. los metales alcalinotérreos. que tienen un número de oxidación +1. podemos utilizar el siguiente ejercicio mnemotécnico: Invierno Brumoso y Clima Frío. es -2. y el aluminio del grupo IIIA (13) que utiliza número de oxidación +3. S80. Los elementos que presentan un sólo número de oxidación cuando se combinan son: los metales alcalinos. Si estas reglas no cubren a todos los elementos. así: Li+ es +1 Ba2+ es +2 Al3+ es +3 Ca2+ es +2 3. que presentan número de oxidación +2. El hidrógeno en la mayoría de sus compuestos presenta número de oxidación +1. F20. Li+1 Na+1 K+1 Rb+1 Cs+1 Ag+1 Be+2 Mg+2 Ca+2 Sr+2 Ba+2 Ra+2 Zn+2 Cd+2 Al+3 . excepto en los peróxidos donde es -1. +6.+4 P+1.+5. CO32+4 -2 NO31+5 -2 (CO3)2(+4) + 3 (-2) = -2 (NO3)1(+5) + 3 (-2) = -1 8. +1 -1 +2 -1 +1 -1 +2 -1 +1 -1 NaF +1 -2 ZnCl 2 +1 -2 HBr +2 -2 PbI 2 +4 -2 HCl +1 -2 K 2S Ag 2 Se CdTe PbS 2 H 2S 7.+7 Co+2. Los elementos del grupo VIIA (17).140 Química cuantitativa I 6.+5.+3.-1 I +1.+5.-3 S+2. presentan número de oxidación -2.+5. la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos integrantes.+7.+3 Mn+2.+3.+3.-3 Pb+2.+7.+4.+7. En un ion poliatómico.+3.+4 N+1. la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que lo integran debe ser cero.+3. .+3.+4. debe ser igual a la carga neta del ion.+6.+5.+6 Fe+2. En un compuesto.+2 Pd+2.+4 As+1.-2 Sn+2.-3 O-2 Si+2.+3 Ni+2.+3 Zn+2 Ag+1 Los estados de oxidación más estables se indican con color azul.-1 El número de oxidación máximo que puede tener un elemento representativo es el número de su grupo en la tabla periódica.+2 Pt+2.-1 Br+1. Números de oxidación de algunos elementos de transición Cr +2.+3.+3.+5. Asimismo los elementos no metálicos del grupo VIA (16) al combinarse con los metales y el hidrógeno.+4. denominados halógenos presentan un número de oxidación de -1 cuando se unen a los metales y al hidrógeno.+4 Hg+1.+5.+4 Cd+2 Au+1.+3 Cu+1.+4 F-1 Cl+1. +2 +4 -2 +1 +6 -2 Ca C O3 (+2) + (+4) + 3 (-2) = 0 H2 S O4 2 (+1) + (+6) + 4 (-2) = 0 Números de oxidación de algunos elementos representativos H+1 Be+2 B+3 Li+1 Mg+2 Al+3 Na+1 Ca+2 K+1 C+2. 16 En forma individual o colaborativa determina en una reacción química.15 En forma individual o colaborativa determina el estado de oxidación de los elementos que constituyen un compuesto o grupo poliatómico. qué elementos se oxidan o se reducen e identifica al agente oxidante y al reductor. a) H3PO4 c) CaSO4 e) Li2CO3 g) Mg (OH)2 i) PO4 3- b) Na2O d) Cl2O5 f) H BrO4 h) NaNO3 j) NO2- k) As O4 3- l) CO3 2- Actividad 3. a) Reacción entre el aluminio y el acido sulfúrico: Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________ Agente oxidante ________________ Agente reductor ________________ b) Reacción entre el zinc y el acido clorhídrico: Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________ Agente oxidante ________________ Agente reductor ________________ c) Reacción entre el nitrógeno y hidrógeno: Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________ Agente oxidante ________________ Agente reductor ________________ .Reacciones y ecuaciones químicas 141 Actividad 3. a) Se escribe la ecuación de la reacción.142 Química cuantitativa I Balanceo de ecuaciones por el método de reducción-oxidación (redox) Ejemplo 1 Para balancear ecuaciones por este método. Se anota en la parte superior del símbolo de cada elemento en cada fórmula. 0 +3 -1 +1 -1 0 c) Se determina qué elementos experimentaron cambio en su número de oxidación. 3 1 3 * El coeficiente 1 no se escribe. Se oxidó en 1 0 +3 -1 +1 -1 Se redujo en 3 0 d) Los valores encontrados se anotan debajo de las fórmulas donde aparecen los elementos oxidados y reducidos. Una forma de expresar esto. 3 . indicando encima de la flecha el aumento o disminución del número de oxidación. es necesario seguir ciertas reglas. en el miembro de la ecuación que contenga el mayor número de átomos. es trazando una flecha que una a los elementos que se oxidan y se reducen desde los reactivos hasta los productos. g) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. 1 3 e) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente. 1x1=1 3x1=3 f) Los números resultantes se cruzan entre sí y se escriben como coeficientes. 3 La ecuación química ha quedado balanceada. b) Se asigna el número de oxidación a cada elemento que interviene en la reacción. se anota su número de oxidación. Como el coeficiente es 1 no se escribe. en los reactivos. +2 -2 -3 +1 0 0 +1 -2 . f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. Ejemplo 3 Balancear por redox la siguiente ecuación a) Sobre cada elemento. 2 La ecuación química ha quedado balanceada.Reacciones y ecuaciones químicas 143 Ejemplo 2 Balancear por redox la siguiente ecuación a) Sobre cada elemento. 1 1 d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente. se anota su número de oxidación. 1x1=1 1x1=1 e) Se cruzan dichos números entre sí y se anotan como coeficientes. +1 +5 -2 0 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2 b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción. Se redujo en 1 +1 +5 -2 0 Se oxidó en 1 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2 c) Los valores encontrados se anotan debajo de dichos elementos. en los productos. fuego. la corrosión es una reacción química que tiene un gran impacto económico y social? La corrosión es un fenómeno químico que puede provocar la inhabilitación total de plantas industriales y de generación de energía eléctrica. Fe2+. En general la corrosión tiene un costo mundial no menor al 2% del producto interno bruto. una de las muchas consecuencias indirectas que conllevarían a graves efectos económicos y sociales. 2 3 d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente. Fe0. e) Se cruzan entre sí los valores encontrados y se anotan como coeficientes.144 b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción. ¿Sabías qué . La corrosión puede causar accidentes. entre muchas otras. ya que se calcula que en pocos segundos 5 toneladas de acero en el mundo se convierten en herrumbre. Ésta es precisamente. La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones. Se redujo en 2 +2 -2 -3 +1 0 0 +1 -2 Química cuantitativa I Se oxidó en 3 c) Los valores encontrados se anotan debajo de dichos elementos. El coeficiente 1. 1 3 f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. . no se escribe. y por tanto aumenta su estado de oxidación.. colapso de construcciones.. 2x1=2 3x2=6 *Como ambos números (2 y 6) son múltiplos de 2. fuga de productos tóxicos. explosión. pues en ellos se encuentra el mayor número de átomos. se oxida a hierro (II). se reducen a 1 y 3. En nuestro caso el hierro. Representa además un costo económico importante. 3 2 3 3 3 La ecuación química ha quedado balanceada. al perder electrones. a) b) c) d) .Reacciones y ecuaciones químicas 145 Actividad 3.17 En forma individual o colaborativa balancea por redox las siguientes ecuaciones. 146 e) Química cuantitativa I f) g) h) i) . Reacciones y ecuaciones químicas 147 j) k) l) m) n) . se dan a continuación: balancéalas por el método de redox. Al tubo 3 sólo se le agregan 3 gotas de disolución saturada de permanganato de potasio. c) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. . Añade 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado y 3 gotas de disolución saturada de permanganato de potasio al tubo 2.148 Química cuantitativa I Actividad 3. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. plantear sus ecuaciones químicas y balancearlas por el método de «redox». b) Promover el trabajo cooperativo ¿Qué se necesita? Materiales Gradilla 3 Tubos de ensayo Pipeta graduada 2 Frascos goteros Sustancias Agua oxigenada al 30% Disolución saturada de KI Ácido sulfúrico concentrado Disolución saturada de KMnO4 ¿Cómo lo vamos a hacer? Numera los tubos del 1 al 3 y agrega un mililitro de agua oxigenada en cada uno de ellos. Luego añade 3 gotas de disolución saturada de yoduro de potasio al tubo 1. b) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. Propósitos a) Realizar reacciones de óxido reducción. d) Las ecuaciones químicas que describen cada uno de estos procesos.18 Compruébalo tú mismo. identifica que papel desempeña el agua oxigenada.Reacciones y ecuaciones químicas 149 Ecuación química del tubo 1 Ecuación química del tubo 2 Ecuación química del tubo 3 e) En las ecuaciones anteriores. ¿cómo agente oxidante o reductor? f) ¿Qué diferencias macroscópicas y sub-microscópicas encuentras en las reacciones anteriores? ¿Qué recomendarías a tus compañeros acerca de los cuidados que se deben tener al efectuar estas reacciones en futuros experimentos? . En la vida diaria abundan situaciones que pueden resolverse mediante una estrategia similar a la utilizada en la resolución de problemas estequiométricos. Los químicos tienen en los cálculos estequiométricos una herramienta básica. d) Se establecen las relaciones estequiométricas. se realizan las operaciones y se obtiene el resultado. La ley de la conservación de la masa es una de las leyes cuantitativas fundamentales en el desarrollo de la estequiometría. Estequiometría de reacciones químicas Introducción El tema de estequiometría de reacciones tiene como propósito introducir al alumno en el conocimiento.4. es por eso que en la industria química o las relacionadas con ella. es importante conocer qué cantidad de reactivos son necesarios para poder obtener una determinada cantidad de producto.150 Química cuantitativa I 3. comprensión y aplicación de las relaciones estequiométricas en forma teórica y experimental. En otras palabras: Estequiometria es la rama de la química que se encarga de las relaciones cuantitativas de las sustancias (reactivos y productos) que participan en una reacción química. Los problemas teóricos que se plantean buscarán estar vinculados a la aplicación en la vida cotidiana. la calidad de vida y el medio ambiente La palabra estequiometria se deriva de las palabras griegas stoicheion que significa principio o elemento y metron que significa medida. Cálculos estequiométricos Para realizar cálculos estequiométricos en una ecuación química. buscando con ello que el alumno valore el papel preponderante que tiene la química en la economía. se pueden seguir los siguientes pasos: a) Se lee con atención la situación problemática para identificar qué sustancias participan. e) Siempre analiza tu resultado y pregúntate si éste es razonable o no. b) Se escribe correctamente la ecuación química de la reacción involucrada y se balancea. c) Se identifican los datos que proporciona el problema y el dato que deberá obtenerse. . 55g) 33 g 3(32 g) X X= 33 g de KClO3 x 96 g O2 245.Reacciones y ecuaciones químicas 151 Recuerda que la cantidad de reactivos y productos en una reacción puede expresarse en masa. para hacer cálculos en una ecuación química es más conveniente utilizar cantidad de sustancia. Ejemplo: El oxigeno se puede obtener mediante la reacción de descomposición del clorato de potasio por acción del calor. que resulta la más adecuada para los cálculos estequiométricos. Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear una ecuación. Existen varios métodos para resolver este tipo de problemas.55g 1 mol de O2 = 32 g c) Anota los datos.1 g de KClO3 X = 12. 2(122. encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la proporción. cuya unidad es el mol. Cálculos masa-masa La relación entre la masa de un reactivo y la masa correspondiente de un producto es uno de los problemas más frecuentes en química.925 g de O2 . volumen o cantidad de sustancia. o viceversa. veamos algunos de ellas: a) Considera la siguiente ecuación balanceada: b) Determina las masas molares de las sustancias involucradas. 1 mol de KClO3 = 122. Sin embargo. nos permiten conocer el número de mol de productos que se obtienen a partir de cierta cantidad de mol de reactivos. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición de 33 g de clorato de potasio? Existen varias formas de resolver este tipo de problemas. ¿Cuántos gramos de O2 se pueden preparar a partir de 4.93 g de O2 x 3 mol de O2 x 32 g de O2 1 mol de O2 2 moles KClO3 Actividad 3. ¿cuántos gramos de amoníaco se pueden obtener a partir de 60 g de hidrógeno? e) Cuántos gramos de oxígeno se deben consumir para que la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno produzca 9 g de agua? .152 Química cuantitativa I 2. Otra forma de resolver es la utilización de razones unitarias 33 g de KClO3 x 1 mol de KClO3 122. ¿Qué masa de O2 se consume en la combustión de 1.55 g KClO3 X=12. En el laboratorio al calentarlo se obtiene oxígeno. a) Calcula la masa de oxígeno que reacciona con 10.0 g de carbono en la reacción de formación de dióxido de carbono.5 g de KClO3? c) El propano C3H8 es un combustible común que se emplea como fuente de calor en el hogar.19 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas . b) El KClO3 se usa para fabricar cerillos y fuegos artificiales.0 g de propano? d) El amoníaco es un fertilizante que se obtiene haciendo reaccionar H2 y N2 gaseosos a alta temperatura y presión. y dióxido de carbono. C6H12O6. se prepara calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas: ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar si se hacen reaccionar 15. NaN3. mediante la siguiente ecuación: ¿Cuántos gramos de carbono (coque) deben ser utilizados para producir 350 g de cromo mediante este procedimiento? . La ecuación que representa dicho proceso es: ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10. Esta dura sustancia. se conoce por el nombre común de carborundum. en los elementos que la componen según la reacción: ¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para obtener 20.Reacciones y ecuaciones químicas 153 f) La fermentación de la glucosa. se obtiene industrialmente por la disociación electrolítica del agua de mar.0 g de SiO2 y 20. que se utiliza comercialmente como abrasivo. C2H5OH.0 g de glucosa? g) Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente el compuesto de azida de sodio. produce alcohol etílico.0 g de C? i) El cloro que se utiliza en los sistemas de potabilización del agua. mediante una reacción que puede representarse así: ¿Qué masa de cloruro de sodio se debe utilizar para producir 400 g de cloro? j) Tanto el hierro como el cromo que se utilizan en la fabricación de acero cromado pueden obtenerse por reducción del mineral cromita.0 g de nitrógeno gaseoso? h) El carburo de silicio. SiC. Su uso como fertilizante ha multiplicado el rendimiento agrícola por hectárea. encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la proporción.154 Química cuantitativa I Cálculos masa a mol Ejemplo: ¿Cuántos mol de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición de 33 g de clorato de potasio? a) Considera la siguiente ecuación balanceada: b) Determina las masas molares de las sustancias involucradas. el amoníaco es uno de los compuestos más importantes del nitrógeno? El amoníaco es un gas tóxico e incoloro que tiene un olor irritante característico.55 g) de KClO3 X = 0. . Sinaloa.55 g) 33 g 3 mol X mol X= 33 g de KClO3 x 3 mol de O2 2 (122. provocó la fuga de este gas. Ahome.. Existen riesgos en el manejo y traslado de este gas a los campos agrícolas. tan importante hoy en día debido al déficit alimentario mundial. El caso más reciente se tuvo en noviembre de 2005.4039 mol de O2 ¿Sabías que. al chocar una pipa que transportaba amoníaco con un camión de pasajeros cerca de la caseta de peaje de San Miguel Zapotitlán. ya que se transporta en nodrizas.55g 1 mol de O2 = 32 g c) Anota los datos. 1 mol de KClO3 = 122. Su mal manejo ha provocado accidentes ambientales.. 2 (122. con el lamentable resultado de 39 muertos. son muchos los beneficios que genera este producto químico en la producción de alimentos. que han generado muertes o quemaduras graves a personas de algunas comunidades. Sin embargo. 4 heridos y varios intoxicados. se utiliza como adsorbente para purificar productos químicos. ¿cuántos mol de sulfato de sodio se obtendrán? Según la ecuación sin balancear: e) La sosa cáustica es una base muy utilizada en la industria química. a) El óxido de aluminio es conocido también como alúmina. ¿Cuántos mol de bióxido de carbono se producirán en la combustión de 100 g de alcohol etílico? Según la ecuación: c) Utilizando la ecuación anterior.Reacciones y ecuaciones químicas 155 Actividad 3. se producen? b) El alcohol etílico es un compuesto orgánico muy utilizado como antiséptico.0 g de vapor de agua. ¿cuántas mol de O2 se utilizaron? d) Si se neutralizan 250 gramos de ácido sulfúrico con suficiente hidróxido de sodio.20 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas. Al2O3 . desinfectante. como disolvente y en bebidas embriagantes. ¿cuántos mol de óxido de aluminio. ¿cuántos mol de óxido de sodio se necesitan para producir 500 g de sosa caústica? Según la ecuación: . si la combustión del alcohol produce 55. A partir de 80 g de O2. flamable.156 Química cuantitativa I f) El cianuro de hidrógeno puro. Hierve a 26 0 C. es un líquido incoloro. HCN. aguacate). con un olor característico a huevos podridos. con un ligero olor a huesos de frutas (durazno. volátil. KOH. Al2(SO4)3. venenoso. Se puede obtener de la reacción entre el amoníaco y el monóxido de carbono. Se le conoce comúnmente como gas de alcantarilla. ¿Cuántos mol de sulfuro de sodio se producirán si se utilizan 150 g de H2S al hacerlos reaccionar con suficiente hidróxido de sodio? Según la ecuación: h) El potasio es un metal alcalino muy reactivo. ¿Cuánto gramos de sulfato de aluminio se obtendrán si se hacen reaccionar 3 mol de ácido sulfúrico? . se emplea en el tratamiento de aguas y en el curtido de pieles. ¿Cuántos gramos de amoníaco se necesitan para obtener 20 mol de HCN? Según la ecuación: g) El ácido sulfhídrico (H2S) es un gas incoloro. La gente puede detectar su olor a niveles muy bajos. reacciona en forma violenta con el agua para producir hidrógeno gaseoso. ¿Cuántos gramos de potasio se necesita para obtener 10 mol de hidrógeno molecular? Según la ecuación: i) El sulfato de aluminio. almendra. sumamente venenoso.H2 e hidróxido de potasio. 3 mol X mol 2 mol 200 mol X= 3 mol de CO x 200 mol de Fe 2 mol de Fe X = 300 mol de CO . que reacciona con otra.Reacciones y ecuaciones químicas 157 Cálculos mol a mol Los cálculos estequiométricos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de mol de una sustancia. se representa por la siguiente ecuación no balanceada: ¿Cuántos mol de monóxido de carbono se necesitan para obtener 200 mol de hierro? a) Se balancea la ecuación: b) Los coeficientes obtenidos son los mol que participan de cada sustancia. encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y se establece la proporción. o que se producen a partir de un cierto número de mol de otra sustancia. Por tanto. En este tipo de relación la sustancia inicial está expresada en mol y la sustancia deseada también se expresa en mol. Ejemplo: Una de las reacciones que ocurre en un horno de fundición cuando un mineral de hierro es reducido a hierro. se anotan los datos. ¿cuántos mol de oxígeno se producen? Según la ecuación: b) El dicromato de potasio es un sólido de color naranja intenso. que en contacto con sustancias orgánicas puede provocar incendios. hacen de él. pues su composición química. es un líquido volátil. se utiliza en la agricultura como mejorador de suelos. un compuesto de gran valor como fertilizante. según la ecuación: ¿Cuántos mol de disulfuro de carbono son necesarios para obtener 15 mol de dióxido de azufre? d) El sulfato de calcio.5 mol de carbonato de calcio y suficiente ácido sulfúrico? Según la ecuación: . El disulfuro de carbono arde con el oxígeno atmosférico. ¿Cuántos mol de ácido sulfúrico se necesitan para obtener 7 mol de dicromato de potasio? c) El sulfuro de carbono o disulfuro de carbono (CS2). Recientemente el yeso se empieza a utilizar en desastres ambientales para eliminar metales pesados. Si se hacen reaccionar 5 mol de peróxido de sodio con suficiente agua. que se utiliza para blanquear la pasta de madera antes de producir el papel.158 Química cuantitativa I Actividad 3.21 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas. Es un oxidante fuerte. ¿Cuántos mol de sulfato de calcio se obtendrán a partir de 12. El dicromato de potasio se puede obtener de la reacción del cromato de potasio con el ácido sulfúrico. rica en azufre y calcio. a) El peróxido de sodio es un fuerte agente oxidante. mejor conocido como yeso. incoloro y muy fácilmente flamable. conocido como sosa cáustica.Reacciones y ecuaciones químicas 159 e) El carbonato de magnesio es utilizado por gimnastas. Según la ecuación: ¿Cuántos mol de cloruro de magnesio se obtendrán si reaccionan completamente 5 mol de HCl con suficiente carbonato de magnesio? f) El sulfato de amonio. Se obtiene de la reacción entre el amoníaco y el ácido sulfúrico. ¿Cuántos mol de amoníaco se necesitan para obtener 5 mol de sulfato de amonio? g) El hidróxido de sodio. El carbonato de magnesio al reaccionar con el ácido clorhídrico.5 mol de hidróxido de sodio? . para enriquecer el suelo y favorecer el crecimiento vegetal. forma cloruro de magnesio. (NH4)2SO4. se puede obtener en el laboratorio al hacer reaccionar carbonato de sodio e hidróxido de calcio. levantadores de pesas y escaladores para agarrar mejor los objetos o adherirse a la roca. es un compuesto utilizado en agricultura como fertilizante. NaOH. bióxido de carbono y agua. Según la ¿Cuántos mol de hidróxido de calcio se utilizarán para obtener 10. Actividad 2. masa-mol y mol-mol. Utilizando los datos proporcionados. Sin embargo.. 2820 cuadros y 4250 ruedas. b) ¿Qué partes limitan la fabricación de las 2600 bicicletas? Las ruedas. El fabricante cuenta además con 4250 ruedas. en ocasiones la formación de un producto se detiene cuando uno de los reactivos se agota o limita la reacción. Para entender la función del reactivo limitante. hemos utilizado expresiones como « reaccionan completamente». ¿cuántas bicicletas puede fabricar con estas partes? + + 2R + C + M R2CM Se tiene que para cada bicicleta se necesita 1 manubrio. en la siguiente analogía. A este reactivo se le conoce como reactivo limitante. con las cuales tiene la posibilidad de construir 2125 bicicletas. . analicemos la siguiente analogía: Un fabricante de bicicletas dispone de 2600 manubrios. porque se necesitan 5200 ruedas y sólo se tienen 4250. a) ¿Se pueden fabricar 2600 bicicletas? No. esto significa que los reactivos reaccionan totalmente o se consumen por completo. existe la posibilidad de fabricar 2600 bicicletas. entonces se tiene un exceso de 220 cuadros. y se dispone de 2600 manubrios. En una nevería se utilizan los siguientes ingredientes para preparar un postre: 3 bolas de helado 2 cucharadas de jarabe 1 cucharada de crema 1 cereza.. «se hacen reaccionar con suficiente . Es este reactivo el que debe ser tomado en cuenta al calcular el rendimiento teórico.2 En forma individual o colaborativa determina que ingrediente es el reactivo limitante. ya que la cantidad máxima de producto que se puede formar depende de la cantidad de reactivo o reactivos limitantes.». Si se cuenta con 2820 cuadros de bicicleta y sólo se necesitan 2600.160 Química cuantitativa I Cálculos de reactivo limitante y reactivo en exceso En los cálculos estequiométricos realizados con anterioridad como masa-masa. por tanto. c) ¿Qué partes se encuentran en exceso? Los marcos y los manubrios. 5 mol 8 mol X mol 2 mol 3 mol 2 mol X= 5.5 L de helado (12 bolas / L) 250 mL de jarabe de chocolate (1cucharada = 15 mL) 200 g de crema (1cucharada = 10 g) 10 cerezas Pasos a seguir para realizar los cálculos estequiométricos cuando existe un reactivo limitante: Por ejemplo ¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar 8 mol de cloro y 5. Para nuestro caso: 8 mol de cloro y 5.5 mol de aluminio c) Se determina la cantidad de sustancia de producto a partir de la cantidad inicial de reactivo 5.5 mol de aluminio para formar cloruro de aluminio? a) Se escribe la ecuación balanceada.5 mol de AlCl3 X= 8 mol de Cl2 x 2 mol de AlCl3 3 mol de Cl2 X = 5.Reacciones y ecuaciones químicas 161 ¿Cuántos postres se podrán preparar a partir de: 2.5 mol de Al x 2 mol de AlCl3 2 mol de Al X = 5. b) Se calcula la cantidad de sustancia de cada reactivo por separado. cuando se exprese en masa.33 mol de AlCl3 . La etapa final del proceso consiste en calentar en presencia de aluminio. Cr2O3. a) El fósforo es un elemento que está presente en todas las células y fluidos del organismo. e) ¿Cuánto cloro queda sin reaccionar? Nada. ¿Qué pasará si se hacen reaccionar 8. Al agregar un trozo de fósforo a bromo líquido. la secreción normal de la leche materna. la formación de los tejidos musculares y el metabolismo celular. el desarrollo de los dientes.2 g de Br2? Según la ecuación: ¿Quién es el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de PBr3 (tribromuro de fósforo) se forman? ¿Cuánto fósforo queda sin reaccionar? ¿Cuánto bromo queda sin reaccionar? ¿Qué reactivo queda en exceso? b) El cromo puede ser obtenido a partir de la cromita. b) ¿Qué sustancia se encuentra en exceso? El aluminio.166 mol de Al. el óxido de cromo (III). ¿Qué sucede si se calientan 250 g de óxido de cromo (III) con 125 g de aluminio? ¿Quién es el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de Cr se depositan? ¿Cuánto aluminio queda sin reaccionar? ¿Cuánto óxido de cromo (III) queda sin reaccionar? ¿Qué reactivo queda en exceso? . c) ¿Cuánto cloruro de aluminio se forma? 5. Interviene en la formación y el mantenimiento de los huesos. su presencia en el cuerpo se estima en los 650 mg.162 Química cuantitativa I d) Se compara la cantidad de producto que se obtiene para cada reactivo e) El reactivo que produzca menor cantidad de producto será el reactivo limitante f) Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante. mediante un proceso de reducción. d) ¿Cuánto aluminio queda sin reaccionar? 0. la reacción es instantánea y libera calor. reacciona completamente. Actividad 3. FeCr2O4.5 g de fósforo con 50. a) ¿Quién es el reactivo limitante? Es el cloro.33 mol de AlCl3.23 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos y determina el reactivo limitante. expresada como porcentaje. en fín son muy diversas las causas por las cuales el rendimiento de una reacción no es la más óptima. ¿cuántos gramos de cloruro de sodio se podrán obtener teóricamente? De acuerdo con la siguiente ecuación: Si experimentalmente se obtuvieron 8 gramos de cloruro de sodio. X= 15 g de NaHCO3 x 58. Rendimiento real x 100 % de rendimiento = Rendimiento teórico Por ejemplo Al reaccionar 15 gramos de bicarbonato de sodio con 25 gramos de ácido clorhídrico. El rendimiento real de cualquier proceso debe de ser determinado experimentalmente. Para determinar la eficiencia de una reacción se determina el porcentaje de rendimiento. Esto puede deberse a las impurezas de los reactivos.458 g 58. 84.44 g 15 g 25 g Xg c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de bicarbonato.0 g 36. son muchos los factores que intervienen. a la forma de manipular los reactivos. Cuando una reacción química se lleva a cabo. ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción? a) La ecuación debe estar balanceada.0 g de NaHCO3 X = 10.44 g de NaCl 84. b) Se determinan las masas de las sustancias involucradas.43 g de NaCl . El cual nos indica la relación entre la producción real y el rendimiento teórico.Reacciones y ecuaciones químicas 163 Porcentaje de rendimiento La estequiometría nos permite calcular solamente el rendimiento teórico de un producto. y generalmente la cantidad de producto que se obtiene en forma real es menor que la que se calcula teóricamente. 164 Química cuantitativa I c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de ácido clorhídrico.Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante. ¿cuál será el porcentaje de rendimiento de la reacción. si se obtuvieron experimentalmente 24 g de ácido acético? . a) El ácido acético puede ser obtenido industrialmente a partir de la reacción entre el metanol y el monóxido de carbono en presencia de un catalizador de acuerdo con la ecuación: Si en una prueba de ensayo se hicieron reaccionar 25. y el porcentaje de rendimiento de la reacción.43 g de NaCl x 100 % de rendimiento = % de rendimiento = 76. ya que se obtiene menor cantidad de producto. e) Finalmente se determina el porcentaje de rendimiento Rendimiento real x 100 % de rendimiento = Rendimiento teórico 8 g de NaCl x 100 10.44 g de NaCl 36.0 g de metanol y 15. X= 25 g de HCl x 58. El reactivo limitante es el bicarbonato.24 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos para determinar el reactivo limitante.70% Actividad 3.0 g de monóxido de carbono.073 g de NaCl d) Se compara la cantidad de producto que se obtiene para cada reactivo.458 g de HCl X = 40. El reactivo que produzca menor cantidad de producto será el reactivo limitante. ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción? . de potasio o de calcio. Se utiliza principalmente en la producción de pinturas y plásticos. ya que proporciona a los productos finales una brillante blancura. Sólo debe utilizarse para conservar alimentos con un pH ácido. Al hacer reaccionar 85 g de tolueno con KMnO4.Reacciones y ecuaciones químicas 165 b) El ácido benzoico es un polvo blanco. en presencia del aire. se determinó el reactivo limitante de la reacción entre el fósforo y el bromo. este se puede reducir a óxido de titanio(II). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción? CH 3 O KMnO4/H + + 2 O2(g) (l) C + 2 H2O(l) OH(s) c) El dióxido de titanio es el pigmento más utilizado en el mundo. opacidad y protección. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción. Si el óxido de titanio (IV) es calentado en una atmósfera de hidrógeno. cristalino. si se calientan 25 g de TiO2 y sólo se obtienen 15 g de TiO? d) En el inciso a) de la actividad 3. tintas de impresión. se obtuvieron 95 g de ácido benzoico. productos textiles y alimentarios. ¿Si experimentalmente se obtuvieron 45g de bromuro de fósforo. que se emplea como conservador de alimentos. tanto como ácido o en su forma de sales de sodio. así como en papel. cosméticos. El ácido benzoico se obtiene de la oxidación del tolueno en presencia de permanganato de potasio en medio ácido.23. La relación de volúmenes de hidrógeno y nitrógeno moleculares. Observe que en todos los casos. para formar 2 moles (44. podríamos decir que 3 moles (67. la relación entre los volúmenes continúa siendo la misma 3:1:2. NH3. 1. respectivamente.8 L) de gas amoniaco. así como la del amoniaco son: 3.. los volúmenes de los gases reaccionantes son directamente proporcionales a los números de moles y de moléculas en la ecuación balanceada. Ejemplo Considérese la síntesis de amoniaco a partir de hidrógeno molecular y nitrógeno molecular. para H2. Relación de volúmenes de gases en una reacción química. 2 + 3 H2(g) 3 mol de H2 3 volúmenes de H2 + N2(g) + 1 mol de N2 + 1 volumen de N2 2 NH3(g) 2 mol de amoníaco 2 volúmenes de amoníaco Fig. N2. estudió las relaciones volumétricas de gases reaccionantes? Sus resultados están enunciados en la ley de los volúmenes de gases reaccionantes. en el siglo XIX debieron realizarse varios experimentos con sistemas gaseosos. Pero para llegar a esta conclusión. NH3.4 L) de gas nitrógeno. a partir de una ecuación química debemos tener en cuenta que las relaciones volumen-volumen son las mismas que las relaciones mol-mol. ¿Sabías qué . presentan siempre una relación de números enteros pequeños». . las relaciones de los volúmenes de gases que reaccionan.2 L) de gas H2 reaccionan con 1 mol (22. Suponiendo que todos ellos continúan siendo gases en esas condiciones normales.. N2. Los estudios realizados por Gay-Lussac permitieron a Amadeo Avogadro establecer su hipótesis: «A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura tendrán el mismo número de moléculas» De los trabajos de Gay-Lussac y Avogadro podemos concluir que en condiciones normales de temperatura y presión.166 Química cuantitativa I Cálculos estequiométricos de reacciones donde participan gases Al realizar los cálculos de masa-volumen o volumen-volumen. a principios del siglo XIX Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) en Francia. la cual establece: «Cuando se miden a la misma temperatura y presión. K-1. el óxido de hierro (III) se reduce a hierro metálico tratándolo con coque. convencionalmente se consideran como condiciones normales aquellas en las que los gases se aproximan al comportamiento ideal. Un gas se aleja de este comportamiento al modificarse las condiciones de presión y temperatura. ¿Qué volumen de dióxido de carbono se producirá en condiciones normales si reaccionan 100 g de óxido de hierro (III) ? 319.atm.K-1.4 L (volumen molar). de acuerdo a la siguiente reacción.039 L de CO2 . En condiciones normales.4L Cálculos masa-volumen Ejemplo a) Durante la fabricación del acero. mol-1) (273 K) 1 atm V= 22.08206 L. un mol de cualquier gas contiene un volumen de 22. PV=nRT Donde: P= 1 atm n= 1 mol R= Constante de proporcionalidad=0. que son una temperatura de 00C (273 K) y presión de 1 atm (760 mm de Hg).4 g X= X= 21.4 L) 319.08206 L.atm. y se sujeta a la ley general de los gases ideales.4 g 100 g 3 (22.Reacciones y ecuaciones químicas 167 Dado que el volumen de los gases depende de las condiciones de presión y temperatura a las que se encuentren.4 L) X 100 g de Fe2O3 x 3(22.mol-1 T= 273 K Al despejar el volumen: V= V= nRT P (1 mol) ( 0. 4 L) X X= X= 75 L de CO2 X= 25 L de C3H8 x 4 (22.0 L de propano (C3H8) para formar bióxido de carbono y agua?. de acuerdo con la ecuación: ¿Qué volumen de vapor de agua y de bióxido de carbono se formará? 22.168 Química cuantitativa I Cálculos masa-volumen Ejemplo a) ¿Qué volumen de oxígeno reaccionará con 25.4L) 22.4 L X= 100 L de CO2 .4 L) X 25 L de C3H8 x 3 (22.4 L 25 L 3(22.4L) 22.4 L 4(22. 08206 L. Por ejemplo.mol-1 Fórmula PV=nRT De donde V= nRT/P 2 mol de NH3 X mol de NH3 V= 24. Esta reacción se lleva a cabo a temperaturas de 7000C y presiones de 1000 atm. Datos n = 0.49 mol de N2 Datos n = 24. PV=nRT nos permite realizar cálculos estequiométricos para reacciones donde participan sustancias gaseosas.atm.K-1.98 mol x 0. se puede calcular el número de mol presentes de la sustancia. el volumen y la temperatura a la que se encuentra una muestra de gas.mol-1 Fórmula PV=nRT De donde P= nRT/V P= 0.08206 L.K-1. que consiste en la reacción directa del nitrógeno e hidrógeno gaseoso. que se encuentran en un recipiente de 1.98 mol de NH3 V=? T = 700 0C + 273= 973 K P=1000 atm R= 0. ¿qué volumen de amoníaco se formará? * Se convierten los 350 gramos de nitrógeno a mol= 12. si se conoce la presión.mol-1 x 300 K 1.atm. Ejemplo a) Calcular la presión ejercida por 0.08206 L.atm.K-1.35 mol de Cl2 V = 1. Considerando estas condiciones si se hace reaccionar 350 g de nitrógeno en un exceso de hidrógeno.Reacciones y ecuaciones químicas 169 Cálculos relacionados con la ley general de los gases La ecuación general de los gases.744 atm b) El amoníaco se produce exclusivamente por el proceso de Haber-Bosch.5 litros medidos a 27°C.99 L de NH3 .K-1.35 mol x 0.atm.08206 L.35 mol de cloro.5 L P = 5.mol-1 x 973 K 1000 atm V = 1.5 L T = 27 0C + 273= 300 K P=? R= 0.49 mol de N2 1mol de N2 12. ¿Qué volumen de dióxido de azufre se producirá? b) Si se descomponen 80 g de azida de sodio.170 Química cuantitativa I Actividad 3. NaN3.5 litros de hidrógeno gaseoso en condiciones normales? d) ¿Cuántos litros de cloro y de hidrógeno molecular se necesitan para obtener 50 litros de cloruro de hidrógeno en condiciones normales? Según la ecuación balanceada: . a) En condiciones normales o estándar de temperatura y presión. se calientan 45 g de azufre en presencia de oxígeno. ¿qué volumen de nitrógeno se produce? c) ¿Cuántos gramos de aluminio deben reaccionar con ácido sulfúrico para producir 4.25 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos en reacciones donde participan gases. a 25 0C y una presión de 800 mm de Hg. 9 Balanza granataria Sustancias 2 tabletas de alka-seltzer Agua destilada. ¿Qué se necesita? Materiales 2 frascos de vidrio de 250 mL (jugos del valle) 1 globo de látex No. luego coloca uno de los frascos y una de las tabletas de alka-seltzer sobre la balanza y determina su masa (M1).26 Compruébalo tú mismo. Propósitos a) Aplicar la ley de la conservación de la masa para calcular teórica y experimentalmente las cantidades de reactivos y de productos que participan en una reacción química. M1 =Masa del frasco + agua + alka-seltzer sin reaccionar M2 =Masa del frasco + agua + alka-seltzer después de la reacción b) ¿Hubo diferencia entre M1 y M2? ¿Cómo lo interpretas? . a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. vuelve a medir la masa del frasco con el agua y la tableta disuelta (M2). ¿Cómo lo vamos a hacer? Agrega con cuidado 100 mL de agua a cada uno de los frascos. Cuando hayas terminado la reacción. utilizando sustancias y materiales económicos y de uso cotidiano. b) Propiciar el espíritu de investigación y el trabajo colaborativo. posteriormente agrega la tableta de alka-seltzer al agua que contiene el frasco.Reacciones y ecuaciones químicas 171 Actividad 3. necesitas investigar la composición del alka-seltzer. deja caer el alka-seltzer en el agua. Determina su masa (M3). con la ayuda de un embudo. M3 =Masa del frasco + agua + globo + alka-seltzer sin reaccionar M4 =Masa del frasco + agua + globo+ alka-seltzer después de la reacción d) ¿Hubo variación entre M3 y M4? ¿Cómo lo interpretas? e) ¿Se cumplieron las hipótesis que planteaste? f) ¿A qué conclusión llegas? . Cuando haya terminado la reacción vuelve a pesar (M4). Pulveriza e introduce la tableta de alka-selzer restante en el globo de látex. y que no caiga el alkaseltzer en el agua. Posteriormente.172 c) ¿Se efectuó algún cambio químico? Cómo lo interpretas: Macroscópicamente Química cuantitativa I Submicroscópicamente A nivel simbólico* * Para plantear la ecuación química. Inserta el globo en la abertura del frasco (boca) que contiene los 100 mL de agua. teniendo cuidado de que esté bien ajustado el globo al frasco. Reacciones y ecuaciones químicas 173 Actividad 3. Propósitos a) Determinar el porcentaje de rendimiento de una reacción química aplicando las relaciones estequiométricas adecuadas. (M1)= Masa de la cápsula de porcelana (M2)=Masa de la cápsula de porcelana + 5 g de NaHCO3 (M3)= Masa de la cápsula de porcelana + residuo a) ¿Hubo diferencia entre la masa M2 y M3? ¿Cómo lo interpretas? . Se deja enfriar y se determina la masa de la cápsula con el residuo. c) Promover el trabajo colaborativo. b) Determinar experimentalmente la cantidad de carbonato de sodio que se obtiene en la reacción de descomposición del bicarbonato de sodio. ¿Qué se necesita? Materiales Soporte universal con aro Cápsula de porcelana Balanza granataria Malla de alambre con asbesto Mechero de Bunsen Sustancias Bicarbonato de sodio ¿Cómo lo vamos a hacer? Haciendo uso de la balanza granataria determina la masa de la capsula de porcelana y registra el dato en la tabla.27 Compruébalo tú mismo. En la cápsula tarada se agregan 5 g de bicarbonato de sodio. aproximadamente. Coloca el recipiente que contiene el bicarbonato de sodio sobre la malla de alambre con asbesto y se procede a calentar durante 10 minutos. 174 b) ¿Se cumplieron las hipótesis que planteaste? Química cuantitativa I c) ¿A qué conclusión llegas? d) ¿Qué cantidad de carbonato de sodio obtuviste? e) ¿Qué cantidad de CO2 y de agua se produjeron? f) Plantea la ecuación que describe este proceso. g) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción? . 01 = 86.9 g) H3BO3 h) H2SO3 i) HClO3 j) I2O5 k) As2O3 l) Br2O7 = 61.076 g/mol b) 60.8 = 197.633 = 217. Actividad 1.01 = 44.6 a) 98.834 = 82.4 a) NaNO3 = 85.33 e) Al2(SiO3)3 = 282.31 m) NaOH n) Na2O o) Mg(OH)2 = 39.21 d) Mg(NO2)2 = 116.026 = 46.326 Actividad 1. Actividad 1.75 = 79.55 = 56.14 g/mol Actividad 1.7 a) 39.18 c) K2CO3 = 138.Respuestas a los ejercicios 175 Respuestas de los ejercicios de la unidad I Actividad 1.998 = 61.1 Son preguntas de evaluación diagnóstica.018 = 97.4g de Au . tipo de balanza.994 = 62. El valor que nosotros obtuvimos para el semillagadro fue de 9.8 b) Ca3(PO4)2 = 310.086 = 84.0 i) KClO3 j) CaO k) Ca(OH)2 = 122.84 = 271.98 = 58. los valores obtenidos para el semillagadro deben ser muy cercanos entre sí.11 g/mol d) 342. lectura del observador.08 = 74.3 a) HNO3 b) H3PO4 c) H2CO3 d) NO2 e) CO2 f) Cl2O Actividad 1. Sin embargo.2 Respuesta: 28.458 = 333.36 l) MgO = 40.23 f) Fe(ClO)2 g) Li3BO3 h) BaSO3 = 158.062 g/mol c) 286.096 = 63.0865 uma Actividad 1.5 Los resultados pueden diferir por diversos factores: variabilidad de la muestra. 0 g de CO2 6. 0. 33.458 x 10 moléculas de ácido fosfórico e) 2.616 g de C18H32O2 e) 27. 0. 23. 2.176 b) 142.459 g de Zn f) 1.034 g de CH3CH2OH 4.5911 mol de Mg f) 1.54 g de HNO3 d) 1. 270. 29.52 mol de H2 5.014 x 1022 átomos de carbono g) 2. 135.604 mol de CH3CH2OH 4.1247 mol de ion Ca 2+ Química cuantitativa I b) 1.8125 mol de O2 6. 59.257 x 10 átomos de Ti c) 2.32 g de Hg(CNO)2 c) 157.165 x 1022 átomos de mercurio i) 1.9 a) 2.868 x 1024 iones sodio f) 5.325 g de Cu 2.163 g de Mg(OH)2 Actividad 1.682. 95.0006 mol de KI e) 3.189 x 1024 moléculas de N2O b) 1.1015 mol de Au 2.0485 x 10 moléculas de propano d) 2.8 a) 0.117 g de C6H12O6 3.1252 mol de Fe2O3 3.951 mol de NaHCO3 d) 0.499 mol de C6H12O6 Actividad 1.231 g de Aspirina 5. 0.29 mol de Freón -12 c) 5.6713 x 1021moléculas de H20 23 23 22 .172 x 1023 moléculas de agua h) 8. 2. 637 g de H2 e) 491. O= 12 Na= 3.67 g de butano e) 16.210 L de F2 d) 45.618 L de SO2 b) 63.14 La respuesta es variable .14 g de glucosa f) 142.Respuestas a los ejercicios 177 Actividad 1.1031 g de alcohol d) 34.04 mol de C2H4 f) 1.6 L de N2O d) 22.183 g de CO2 f) 321. O= 3 H= 9. Cl= 1.12 a) 172.271 x 10-22 g de Au b) 2.187 L de Cl2 c) 44.32 mol de C2H2 e) 10. O= 4 Actividad 1.11 a) 349. Cl= 1.428 g de O3 Actividad 1.13 Fe= 2. N= 4.48 L de He b) 336 L de CH4 c) 537.10 a) 3. C= 3. B= 1.989 x 10-22g de aspirina c) 0.89 g de vitamina «C» Actividad 1.16 mol de Xe Actividad 1. S= 6. O= 9 Pb= 1.57g de XeF6 g) 7. O= 12 H= 1. O= 24 K= 1. P= 3. O= 3 Fe= 4. 178 Actividad 1. B= 17. 7.9 g. O= 65. guanidina= 71. c) 1. P= 31.54 g c) H= 1.09%.14% de N y amoníaco= 82.4 g de oxígeno g) Na= 8. nitrato de amonio= 35% de N. d) 4 g de H2. 5.24% de N Actividad 1. Cl= 1. N= 22. c) 7.17 g 6. 2.23%. O= 77. Crucigrama II.20% h) Urea=46.89%. O= 78. H2O= 68.55%.16 a) CH2O b) NO2 c) C17H21O4N d) CaSO4 e) K2Cr2O7 f) C2H3 g) AO Actividad 1.74%. O= 76. 3618 toneladas de Fe .96 x 10-8 mol b) 4. b) 47. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen 1. H= 8. a) Cuando combinamos un mol de H2 con un mol de N2 se forman 2/3 de mol de amoníaco.17% Química cuantitativa I d) H= 3.17 a) C6H12O6 b) C2H6O2 c) Fórmula empírica= fórmula molecular= Fe2O3 d) Fórmula empírica= fórmula molecular=C5H8O4NNa e) Fórmula empírica= fórmula molecular=C2F4 Cuestionario de la primera unidad: I.41 3.31% e) H= 4. a) 7.60%.15 a) Ley de las proporciones definidas b) Na= 1 g.79 x 1016 moléculas de THC 8.63% f) 0.48%. C= 4.70%.01%. a) mol 4.60%.65% de N. C2H3Cl 9. a) 2414. Composición porcentual.2 a) Peróxido de hidrógeno o agua oxigenada b) Agua y oxígeno c) 2.Respuestas a los ejercicios 179 III. Fórmula empírica= fórmula molecular= C6H10S2O 14. 2. d) 8.454 x 1027 moléculas de agua 11. D = A2B3 6.3 g b) 3.52 mol de agua b) 1. d) CH2 y C4H8 3. se consideró pertinente no agregar los resultados. Respuestas de los ejercicios de la unidad III Actividad 3. b) 7.1 a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) Actividad 3.6831 x 1019 átomos de hidrógeno 10. U3O8 12. a) 294.3978 x 10-6 mol c) 3. b) Todos los compuestos son distintos 4. Na2C2O4 13. d) C = A2B. c) 0.1 d) líquido.2 kg 2. a) SOCl2 5. fórmula empírica y real 1.66% * Para los ejercicios de la unidad II. 20. líquido y gas + (s) c) (l) (g) (ac) . 1. 2. 1. 4. 3. 4.3 Se resuelve experimentalmente Actividad 3. 2. 3 f) 8. 7 Actividad 3. 1. 2. 10.7 Química cuantitativa I a) 2. 2. 3 h) 1. 2. 3.4 Se resuelve experimentalmente Actividad 3. 3. 2. 1 g) 1. 3 j) 1. 2. 1. 6. 3. 5 i) 3. 1. 2. 1. 1. 1. 4 h) 4. 1. 7. 3. 2. 4. 3.180 e) Bióxido de manganeso como catalizador f) Reacción irreversible Actividad 3. 5. 1. 1. 6. 5. 2 b) 2. 3. 1 i) 2. 1. 2 g) 10. 1. 2 f) 1. 8.8 Son preguntas de evaluación diagnóstica. 3. 2 e) 3. 3. 3 e) 2. 1. 5 d) 4. 3. 3. Actividad 3. 2 c) 5.6 a) 2. 2. 1 d) 3. 1. 3 c) 1. 2 b) 1. 1. 1. 6 j) 2.5 Se resuelve experimentalmente Actividad 3. 1.9 a) Ácido bromoso b) Yoduro de bario c) Nitrógeno y litio d) Óxido de sodio y agua e) Hidróxido cúprico f) Ácido yodhídrico . 6 Actividad 3. 1. 2 g) 2. 2 i) 1. 2. 1. 1. 2. 1 f) 2. 1. 1. 2. 3 f) No hay reacción g) 2. 1. 1 c) 1. 1. 4. 3. 3 . 2. 3. 3. 4.Respuestas a los ejercicios 181 g) Ácido carbónico h) Óxido de magnesio i) Dióxido de azufre j) Hidruro de sodio Actividad 3. 3. 1. 1.12 a) No hay reacción b) 1. 1. 1 i) 1. 2.10 a) 2. 1. 3 h) 1. 3 b) 2. 1 Actividad 3. 1 j) 1. 1 j) 2. h) 2. 1. 4. 2 d) 2. 3 c) 1. 2. 1 e) 1. 2.11 a) Si reacciona b) No reacciona c) No lo desplaza d) Si lo sustituye e) No lo desplaza f) No hay reacción g) No lo sustituye Actividad 3. 2. 2. 1 d) No hay reacción e) 2. 1.+5.1 i) 1. . -2.2.1.2. El agente oxidante es el hidrógeno y el agente reductor es el aluminio. -2 d) +5. -2 Actividad 3. -2.1.2.1.2. b) Se oxida el zinc y se reduce el hidrógeno. -2 c) +2.2 c) 1. -2 k) +5. +4. c) Se oxida el hidrógeno y se reduce el nitrógeno.3. El agente oxidante es el nitrógeno y el agente reductor es el hidrógeno.1 f) 1.1 e) 1. j) +3.1.14 Se resuelve experimentalmente Química cuantitativa I Actividad 3.2.3 j) 1.16 a) Se oxida el aluminio y se reduce el hidrógeno.3. -2 f) +1. h) +1.1. -2 e) +1.2.1. El agente oxidante es el hidrógeno y el agente reductor es el zinc. +5.13 a) 2. -2.-2 i) +5.1. -2 g) +2.1.1 g) 1.15 a) +1. +1.1. +7.1 h) 1.182 Actividad 3.1. l) +4.6 b) 1.3 Actividad 3. +6.1. -2 b) +1.1 d) 2. 4. 1. 8.9398 g de azida de sodio h) 10.17 a) 2. 2 f) 1. 2 l) 2. 5. 5. 2. 1. 8. 12. 10 i) 2. 3. 4. 4. 2. 1. 14. 4. 1. 1.114 g de alcohol etílico g) 30. 2 g) 10. 3 n) 2.993 g de O2 f) 5. 2.Respuestas a los ejercicios 183 Actividad 3. 6. 4. 8 h) 2. 4 m) 1.67 g de coke . 3. 7. 16.19 a) 26. 20. 2. 1. 1 b) 4.032 g de carburo de silicio i) 659. 1. 2. 3. 2 j) 4. 4 e) 4. 1. 6. 3. 2 c) 4. 10. 5 Actividad 3. 3.6286 g de O2 d) 337. 4. 2 d) 8.18 Se resuelve experimentalmente Actividad 3. 3. 10.76 g de O2 c) 3. 3. 1.41 g de cloruro de sodio j) 161. 2 k) 3.64 g de O2 b) 1. 1. 1. 2.976 g de amoníaco e) 7. 2. 1. 184 Actividad 3.14 g de sulfato de aluminio Química cuantitativa I Actividad 3.25 mol de óxido de sodio f) 340.5 mol de disulfuro de carbono d) 12.5 mol de oxígeno b) 7 mol de ácido sulfúrico c) 7.34 mol de bióxido de carbono c) 3.40 mol de sulfuro de sodio h) 782 g de potasio i) 342.05 mol de oxígeno d) 2.25 mol de hidróxido de calcio Actividad 3. el reactivo limitante es el jarabe de chocolate.014 g Br: reacciona completamente Reactivo en exceso: el fósforo .549 mol de sulfato de sodio e) 6. Actividad 3.21 a) 2.22 Resp: 8 helados.5 mol de cloruro de magnesio f) 10 mol de amoníaco g) 5.66 mol de óxido de aluminio b) 4.20 a) 1.68 g de amoníaco g) 4.5 mol de sulfato de calcio e) 2.686 g P =2.23 a) Reactivo limitante: el bromo PBr3 = 56. 629% de rendimiento b) 84.26 Se resuelve experimentalmente Actividad 3.25 g Cr2O3: reacciona completamente Reactivo en exceso: el aluminio Actividad 3.27 Se resuelve experimentalmente .613 g de Al d) 25 L de H2 y 25 L de Cl2 Actividad 3.879 L de N2 c) 3.05 g Al = 36.32% de rendimiento c) 75.24 a) 74.Respuestas a los ejercicios 185 b) Reactivo limitante: Cr2O3 Cr = 171.38% de rendimiento Actividad 3.44 L de SO2 b) 42.037% de rendimiento d) 79.25 a) 31. 186 Química cuantitativa I . (2005). Dingrando. Espriella. Chang.E. Dirección General de Escuelas Preparatorias. Autores independientes. B. Química.. J. Pearson.Respuestas a los ejercicios 187 BIBLIOGRAFÍA Beristain. (2006) Química Inorgánica.de L. G. 1ra. C..O (1997) Química Analítica.V.R. E. 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