quimica cuantitativa

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. 24 Conversiones: masa-mol-partículas-volumen -----------------------.5.19 Masa molar ---------------------------------------------------------. Nomenclatura de química inorgánica 2.5 2.86 Óxidos ácidos o anhídridos -------------------------------------.14 1.17 1.1 Masa atómica ------------------------------------------------------.5.1 Fórmula empírica --------------------------------------------------.45 Subíndices ----------------------------------------------------------.54 1.2 Nomenclatura sistemática ---------------------------------------.22 Volumen molar -----------------------------------------------------.Prólogo 1. --------------------------.2 Nomenclatura de compuestos iónicos -------------------------------.1.1 Conceptos básicos -------------------------------------------------------.3 Nomenclatura de compuestos covalentes.68 Óxidos básicos -----------------------------------------------------.14 Masa molecular ----------------------------------------------------.3.2 Mol y número de Avogadro --------------------------------------.66 2.84 2.16 Masa fórmula -------------------------------------------------------.51 1.67 2.45 Composición porcentual de las sustancias: Ley de las proporciones definidas -----------------------------------.26 Fórmulas químicas --------------------------------------------------------.88 Oxiácidos ------------------------------------------------------------.72 Sales haloideas ----------------------------------------------------.44 1.45 Símbolos químicos ------------------------------------------------.94 Hidruros covalentes -----------------------------------------------.2 1.51 1.1 Nomenclatura común ----------------------------------------------.1.96 . Conceptos básicos de estequiometría 1.1 Características de una fórmula química ----------------------.3 1.2 Fórmula real o verdadera ----------------------------------------.90 Hidrácidos ----------------------------------------------------------.75 Oxisales -------------------------------------------------------------.1.78 Hidruros iónicos ----------------------------------------------------.45 Coeficientes --------------------------------------------------------.1.68 Hidróxidos -----------------------------------------------------------.47 Determinación de fórmulas químicas ---------------------------------.65 2.4 1.1 Tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos -------. 101 3. Reacciones y ecuaciones químicas 3.139 Balanceo de ecuaciones por redox ---------------------------------.142 3.100 Niveles de representación de una reacción química ------------.126 Reacciones de sustitución doble ------------------------------------.130 3.4 Estequiometría de reacciones ---------------------------------------.167 Cálculos relacionados con la ley general de los gases ---------.154 Cálculos mol-mol --------------------------------------------------------.166 Cálculos masa-volumen -----------------------------------------------.163 Cálculos estequiométricos de reacciones con gases ----------.117 Reacciones de síntesis o combinación directa ------------------.137 Reglas de los números de oxidación -------------------------------.3 Reacciones de óxido-reducción y balanceo de ecuaciones --.169 Respuestas a los ejercicios de las unidades I y III ----------------------------.175 .3.109 Balanceo por tanteo ----------------------------------------------------.110 Balanceo por método algebraico -----------------------------------.2 Tipos de reacciones químicas ---------------------------------------.1 Reacciones y ecuaciones químicas ---------------------------------.160 Porcentaje de rendimiento --------------------------------------------.151 Cálculos masa-mol -----------------------------------------------------.99 Características macroscópicas de una reacción química -----.150 Cálculos masa-masa ---------------------------------------------------.136 Conceptos de oxidación y reducción -------------------------------.119 Reacciones de descomposición ------------------------------------.122 Reacciones de sustitución simple o desplazamiento -----------.112 Reacciones endotérmicas y exotérmicas -------------------------.157 Cálculos de reactivo limitante y en exceso ------------------------. Esta referido a todo aquello que podemos observar directamente mediante los sentidos. las hipótesis y las teorías. con el propósito de lograr una mejor comprensión de la química. Sin duda. de fomentar el razonamiento crítico. es resultado de la reflexión colectiva y colegiada realizada por los profesores de la academia de química. lo submicroscópico y lo simbólico.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. Al respecto. donde está presente la reflexión y la acción. biografías de científicos. la resolución de problemas teóricos y experimentales. correspondientes al tronco común. consideramos de gran importancia continuar atendiendo los tres niveles de representación del conocimiento de esta ciencia: lo macroscópico. el trabajo colaborativo. experimentos. de promover la búsqueda de información. Al igual que en los libros de Química General y Química del Carbono. Pueden ser datos. Nivel submicroscópico Comprende el mundo de los modelos. el enriquecimiento de esta obra. ésta obra ofrece una serie de herramientas didácticas con la finalidad de favorecer la formación de habilidades. pues en él se utilizan símbolos. por tanto. Nivel simbólico Este nivel representa el mundo del lenguaje y de los símbolos. fórmulas y ecuaciónes químicas para expresar la composición de las sustancias. y el desarrollo de ejercicios de autoevaluación. en el cual se plantea un nuevo enfoque en la enseñanza y el aprendizaje de la química. Implica un elevado nivel de abstracción. las moléculas y los iones. Con el mismo propósito se incluyen pequeños apartados que muestran información adicional al tema. para desarrollar una actitud más positiva hacia nuestro entorno. Nivel macroscópico A este nivel pertenece el mundo de los hechos o lo concreto. conozca más y la sección compruébalo tu mismo. cifras. . es al que tienen mayor acceso los estudiantes. El objetivo es que los estudiantes confronten y/o reafirmen sus aprendizajes. tales como: sabías qué. en el marco de la implementación del Diseño Curricular 2006. y para describir lo que sucede en una reacción química. quienes de manera entusiasta se sumaron a ésta tarea. o bien abordar temas sobre educación ambiental. en química es común el uso de modelos físicos y de representación asistida por computadora para interpretar los cambios que ocurren en la naturaleza. Debido a la imposibilidad de observar a los átomos. que permita orientar la formación de los estudiantes que tienen como objetivo continuar sus estudios de licenciatura en carreras afines. Bertha Alicia Valenzuela Uzeta. María del Rosario Mascareño Mendoza. Maura Elena Velásquez C. . Quetzalli Alejandra Hernández Zárate. Choix.. Rosalío Carrasco Macias. Guamúchil. Fco. que colaboraron en esta primera etapa. Rosa Imelda Moreno Flores. Felix Fco. Dr. Ana Cecilia Méndez Monzón.Las actividades para la elaboración de éste libro se iniciaron en el mes de febrero del 2006. Rosa R. Jesús Torres Sumbra. Abel Denny Castro Romo y Rosa Amelia Zepeda Sánchez. Jorge Manuel Sandoval Sánchez. Valle del Carrizo y San Blas. Navarrete Sarabia. Unidad Regional Sur Blanca Gutierrez Ruiz. desde el inicio hasta la culminación de esta obra. Denisse Vega Gaxiola. Maricruz Pérez Lizárraga. el cual fue resultado del trabajo conjunto. Altagracia Cabrera Bernal. de las Unidades Académicas: Central Diurna. Flores Magón. Salvador Allende. Unidad Regional Centro-Norte Carmen Imelda Parra Ramirez. Martín Robles Soto. Central Nocturna. Ángel Rafael Álvarez Paz. Carlos Valdez Miranda. Edelia Godínez Martínez. Filomeno Pérez Pérez. Griselda Zavala Bejarano. Contribuyeron de manera muy significativa en el mejoramiento del libro. Marcos Alfredo Lara Flores. Wendy Azucena Rodríguez Cárdenas. Emiliano Zapata. Patricia Zapata Esquivel. y de manera particular en el tema de «Reacciones y ecuaciones químicas». Nora Leyva Leyva. Nuestro agradecimiento a los profesores de las Unidades Académicas: Ruiz Cortines. Felipa Acosta Ríos. Gabriela Galindo Galindo. en las que participaron docentes de química de las Unidades Regionales Norte y Centro-Norte. La Cruz. Unidad Regional Norte Elmidelia Espinoza López. Zenaida Meza Villalba. Guadalupe Gómez Quiñónez. Rubén Jaramillo y Mazatlán. Hnos. Leticia Márquez Martínez y Tomás Ambrosio Castro Sepúlveda. Guasave. Mochis. Jorge Rafael Linarez Amarillas. Unidad Regional Centro Gloria Fca. Ana Alicia Esquivel Leyva. Lenin Omega Franco. Alfredo Valdez Gaxiola. Asia Cecilia Carrasco Valenzuela. Conrado Alfonso Díaz Acosta. Aaron Pérez Sánchez. Aguirre. Juan Manuel Bojorquez García. Claudia Nevárez Ibarra. Waldo Apodaca Medina. María del Rosario Zapata Esquivel y Celia Monárrez García. de manera muy especial agradecemos y reconocemos a los profesores colaboradores por sus valiosas aportaciones. Alfredo Cabrera Hernández. Jenny Salomón Aguilar. Angélica María Félix Madrigal. Martín Castro. Romero Castañeda. Un merecido y especial reconocimiento a los compañeros profesores de las Unidades Regionales Centro y Sur. Gloria Maribel Zavala Bejarano. María Luisa González Verdugo. que aportaron sugerencias y comentarios de gran valor. Celso Olais Leal. Por ello. Jorge Alberto Rodríguez Escobedo. Waldo Muñoz Espinoza. 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. Agradecemos por su apoyo incondicional en diseño gráfico para el mejoramiento del libro a Juan Carlos Sepúlveda Castro. A nuestras familias por su paciencia.Un amplio reconocimiento al apoyo brindado por la profesora Gloria Maribel Zavala Bejarano al compartir sus experiencias en lo referente a la actividad experimental. Septiembre de 2008 . Rosales. ACADEMIA ESTATAL DE QUÍMICA DGEP-UAS Culiacán. comprensión y estimulo. . Conceptos básicos de estequiometría 11 Unidad I Conceptos básicos de estequiometría CuSO4.5 H2O . 12 Química cuantitativa I . 0 x 108 c. 3. Cuando escuchas la palabra mol con cuál de los siguientes ejemplos lo relacionas: a) La mole de la historieta de los 4 fantásticos. 6. La frase «La masa atómica del aluminio es 27. masa. masa molar y volumen molar para desarrollar la habilidad necesaria en las conversiones entre mol.1 Contesta de manera individual las siguientes preguntas para explorar tus ideas y posteriormente comenta con tus compañeros sobre la respuesta correcta.0 g. Señala cuál de ellas es la incorrecta. d) Un átomo de aluminio es 27.0 g. c) En un mol de cualquier sustancia habrá un número igual de partículas d) Todas son correctas 3. b) El mole oaxaqueño o poblano c) Con un «montón». que el número de átomos presentes en 12 g del isótopo de carbono-12. sugiere cuatro interpretaciones.0 veces más pesado que 1/12 de un átomo de carbono-12.a. a) La masa de un átomo de aluminio es 27. Actividad 1. b) Unidad fundamental del Sistema Internacional que mide la cantidad de sustancia. .02 x 1023 d.m. b) La masa de un átomo de aluminio es 27. c) La masa de un mol de átomos de aluminio es 27.0».»bulto» o «bonche» de cosas d) Cantidad de sustancia 2. ¿Cuántas partículas están presentes en un mol de partículas? a.Conceptos básicos de estequiometría 13 Propósito de la unidad I Comprender y utilizar los conceptos básicos como mol. litros y partículas. 1 b. 12 4. 1.0 u. ¿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. uma Masa atómica relativa Se dice que la masa de un átomo es relativa. Por ejemplo.1 Conceptos básicos Existen algunos términos que se emplean en la vida diaria. masa fórmula y masa molar. Masa atómica Se define como la masa de un átomo. por ejemplo. al que se le asigna un valor exacto de 12 uma. masa atómica relativa y masa atómica promedio. La palabra estequiometría viene del griego stoicheion. pero que en el contexto científico adquieren un nuevo significado. y metron. 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. la palabra mole. En ocasiones encontramos conceptos como. En nuestro caso utilizaremos el término masa para referirnos a la cantidad de materia. Asimismo revisaremos los conceptos masa molecular. que significa «elemento». para utilizarlo como patrón de referencia. . dejando claro donde y cuando deben ser utilizados. porque para medir la masa de los átomos se asigna un valor a la masa de un átomo determinado. actualmente por razones de precisión. También de manera frecuente se utilizan indistintamente los términos masa y peso como si fueran sinónimos. Masa atómica 22. 1. de la cuál hablaremos más adelante. buscaremos definirlos y encontrar las semejanzas y las diferencias entre ellos. 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. esta unidad tiene como propósito fundamental el de introducir al alumno en el conocimiento. masa atómica. Asimismo es igual a 1. En 1792 el químico alemán Jeremías Benjamín Richter Wenzel fue el primero en utilizar la palabra estequiometría en su libro Fundamentos de la estequiometría. se utiliza la masa del isótopo de carbono12. expresada en unidades de masa atómica (uma).14 Química cuantitativa I Introducción Como ya lo mencionamos. «medida».comprensión y aplicación de los conceptos básicos de la estequiometría.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-12.66 x10-24g. La relación sigue siendo 1: 6 24 kg 24 kg Masa atómica promedio Debido a la existencia de isótopos naturales. Por ejemplo. la masa atómica del helio debe ser: 0. Esta información la proporciona un espectrómetro de masas. Entonces si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 unidades de masa atómica. la masa atómica promedio del oxígeno será 15.3336 x 12 = 4.003 uma Con la finalidad de clarificar todavía más. . el por qué las masas atómicas son relativas. entonces la masa del perro será 6 veces mayor que la del gato. Por ejemplo: Si tomamos en cuenta los isótopos del oxígeno y su abundancia relativa. 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.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. la masa de un perro será la misma que la de seis gatos. Pero. numéricamente serán diferentes. se ha encontrado experimentalmente que en promedio un átomo de helio tiene 33.998 uma. La masa atómica promedio se define como la masa promedio de los isótopos de un mismo elemento. 24 kg 4 kg Si comparamos una misma masa para ambos grupos de animales. veamos la siguiente analogía: Si el patrón de referencia es el gato y su masa es de 4 kg.36% de la masa del carbono-12. 016 = 32.999 17. m/e Actividad 1. Tipo de átomo H S O Masa atómica 1.En este caso se muestra el espectro de masas de los iones de 16O+. 28.27.999 99.998 17 18 O Masa atómica promedio (uma) 15.06 = 64.999 17. 4.00205) 15. respectivamente.068 uma . El silicio presenta tres tipos de isótopos cuyas masas relativas son: 27.68 y 3.037 0.99758) 16. ¿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). H2SO4 . Sus abundancias relativas son de 92.008 32. 17O+ y 18O+.9831.16 Símbolo Masa atómica Abundancia Masa isotópica X abundancia (uma) (%) 100 16 Química cuantitativa I Fracción de masa O O O 15.5859 y 29.0 Masa molecular del ácido sulfúrico= 98.999 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.00037) 17.999 (0.205 15. tiene una masa molecular de 98 uma. Por ejemplo: la molécula de ácido sulfúrico.06 16 Número de átomos 2 1 4 Fracción de masa = 2.03689 15.758 0.994 (0.00629 0.99858.994 Abundancia relativa 100 50 16.05.999 (0. La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la molécula.994 16.955 0.2 En forma colaborativa determina la masa atómica promedio del silicio. 06 uma Actividad 1. La masa fórmula se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la fórmula unitaria.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.3 En forma individual o colaborativa determina las masas moleculares de las siguientes especies químicas. 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). La masa de esta fórmula unitaria la denominaremos masa fórmula.Conceptos básicos de estequiometría 17 La masa molecular del anhídrido sulfúrico (trióxido de azufre) SO3 . es de 80.06 16 Número de átomos 1 3 Fracción de masa = 32. .06 uma.06 = 48. Tipo de átomo S O Masa atómica 32. 5 = 32. CuSO4 .18 Química cuantitativa I Por ejemplo: la unidad fórmula del sulfato cúprico.4 En forma individual o colaborativa determina la masa fórmula de las siguientes especies químicas. 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 = 63.06 = 64 Masa fórmula del CuSO4= 169.56 Actividad 1.5 32. 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 . por el químico alemán Wilhelm Ostwald en la primera década del siglo XX. moléculas. respectivamente. ¿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). Fig. . 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. en la cual el sufijo – cula denota una versión diminutiva de la palabra que modifica. Esta definición prevaleció hasta 1971. El término «mol» etimológicamente proviene del latín moles.1. Él mismo lo estableció así. El término mol fue utilizado por primera vez. moléculas o electrones).012 kilogramos de carbono-12. Wilhelm Ostwald químico alemán (1853-1932). (átomos. como la cantidad de sustancia que contiene 6. iones. que significa masa pequeña. dos grupos integrados por especialistas en física y química. Asimismo el término molecular proviene del latin molécula. 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. que significa masa grande. iones o electrones) o bien. el peso normal o molecular de una sustancia expresada en gramos se debe llamar a partir de ahora mol».2.022 x 1023 partículas fundamentales (átomos.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. llevó a los químicos a establecer la unidad de cantidad de sustancia denominada mol. Surge de la necesidad de establecer una relación entre las propiedades macroscópicas. . química.. como la masa y el volumen. Esto porque las partículas son tan pequeñas que su masa y tamaño no pueden medirse directamente. Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Cerreto (1776-1856). Para ello. y a partir de ahí determinar de manera indirecta. quién estableció en 1811.022 x 1023 entidades elementales 6. aunque a fines del siglo XIX se convirtió en la base para la determinación de las masas atómicas. 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 . fue ignorado durante su vida.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.20 Química cuantitativa I El término cantidad de sustancia es una magnitud fundamental. número de partículas que intervienen en los procesos. de la necesidad de contar partículas o entidades elementales submicroscópicas en forma indirecta a partir de propiedades macroscópicas. su masa y tamaño. Es aquí donde se introduce el concepto mol y la constante de Avogadro. Cantidad de sustancia Mol 12 g de C 40 g de NaOH 98 g de H2SO4 63 g de HNO3 6. volumen y la variable submicroscópica. Físico y matemático italiano practicó la abogacía por muchos años antes de interesarse en la ciencia? Su trabajo más famoso. ahora conocido como ley de Avogadro. En otras palabras. masa. macroscópica y extensiva. es necesario medir un número muy grande de ellas.. 226.022 x 1023 moléculas de agua. que el número de Avogadro es demasiado grande para contarlo de esa manera. Propósito: a) Utilizar el semillol para comprender el concepto mol y número de Avogadro.Conceptos básicos de estequiometría 21 Es difícil imaginar qué tan grande es el número de Avogadro en realidad.000 partículas. 1 día X 60 min.226 x 1015 partículas Los dos millones seiscientos ocho mil cuatrocientos cuarenta y dos habitantes de Sinaloa lograrían contar sólo 8.000.000. se encontrará que en un mol de agua.67 x 1021 moléculas H2O Actividad 1. 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.. las cuales son proporcionales a 18 g o 18 mL de agua.608. ¿Y el resto quién lo contaría? No obstante. Si en un mililitro hay aproximadamente 20 gotas de agua.442 habitantes X 100 años 1 hab X 365 días 1 año X 24 hrs. si se trata de relacionar lo macro con lo submicro. revisa los siguientes cálculos: 2. Compruébalo tú mismo.022x1023moléculas de agua 20 gotas de agua 18 mL de agua 1 mol de agua = 1.5.442 habitantes. trabajar y alimentarse. Si cada habitante contara a una velocidad de 60 partículas por minuto y tuviera un promedio de vida de100 años. pero quizás las siguientes analogías ayudarán a expresarlo: Para que te des una idea . Según los datos del INEGI hasta el 2005 en Sinaloa había un total de 2. No alcanzarían a realizar el conteo. Esto se lee: Ocho mil doscientos veintiseis billones de partículas. Si tienes duda.. esta cantidad es insuficiente para saciar la sed.000. 1 hr X 60 seg 1 min X 1partícula 1 seg = 8. sin tomar en cuenta que además tiene que dormir. 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) . existen 6.608. Química cuantitativa I 2. Registra la masa de cada uno de ellos. Por tanto. al restar la masa del (vaso). iones o moléculas) de la sustancia. de la masa del (vaso + granos). 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. Obtenga la masa correspondiente a los 25 granos de cada conjunto. Masa del vaso + granos Masa del vaso Grano Masa de 25 granos (X) 1. alubias. Registra la masa de cada vaso + granos. Debe corresponder un vaso a cada tipo de grano: Vaso 1 2 3 3. el helio. mida en el vaso correspondiente el semillamol (masa molar) de los granos. Por ejemplo. Coloca 25 granos en cada vaso: vaso (1). frijol y garbanzo) mediante la expresión: X n Grano 1. Frijol 3. ese número es el semillagadro. de Átomos: 6. . Garbanzo 5. Alubia 2. 6. Garbanzo 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. Frijol 3. la masa molar del helio será de 4.003 g/mol. vaso (2). Para calcular el semillagadro. Se forman los equipos de trabajo y se reúne el material necesario.22 ¿Cómo lo vamos a hacer? 1. garbanzos. El experimento se realiza de acuerdo a la siguiente analogía: Nivel macroscópico Entidades: Semillas Unidad básica: Semillamol No. Se taran previamente los vasos de plástico. en investigación. de semillas: Semillagadro Nivel submicroscópico Entidades: Átomos Unidad básica: mol No.003 uma. (He) que es un gas valioso utilizado en la industria. luego cuente el número de granos obtenidos.022 x 1023 Átomos / mol donde X = masa de 25 granos n = 25 (número de granos) Masa relativa Semillamol Masa Molar (g) Semillagadro (No. Alubia 2. Determina la masa de un grano (de alubias. frijoles y vaso (3). tiene una masa atómica de 4. en buceo profundo en el mar y en globos. 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. 4 L 22.4 L 1 mol de partículas 1 año 365 días 30 días 1 mes 2.022 x 1023partículas 6. número de partículas y volumen. mol.016 gramos 1 mol de H2 ¿Sabías qué .2 Conversiones masa. son la regla de tres y el método del factor unitario o razón unitaria. que se resuelven mediante el análisis dimensional.022 x 1023partículas 22. 1. 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. 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. mol. 1. ¿Encuentras alguna relación de estos datos con el número de Avogadro? . Este último consiste en un conjunto de operaciones de proporcionalidad directa.3 La cantidad de sustancia en relación con otras magnitudes Estas relaciones nos permiten realizar conversiones entre masa.. existe ya un día para festejar al mol? Este festejo inicia a las 6:02 am del día 23 de octubre.. Por ejemplo: 1 kilogramo 1000gramos 100 centímetros 1 metro 1 atmósfera 760 mm de Hg 1 mol de partículas 6. número de partículas y volumen En el estudio de la química es esencial aprender a plantear y resolver problemas numéricos de modo sistemático. Los procedimientos que se pueden utilizar para resolver problemas estequiométricos. es decir que promueve el calentamiento de la atmósfera terrestre. el kilometraje promedio por año de cada auto y el número de autos en Sinaloa. se conoce el rendimiento de km/litro por cada auto.5 km/litro.478. Esquema de solución: Número de autos⎯→ km.238 ton de CO2/año .51kg de CO2.5 km X 2. Información necesaria: No se necesita información adicional. Se necesita determinar los kilogramos de CO2 producidos en un año. En este caso. 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 8.478.287.Conceptos básicos de estequiometría 27 Ejemplo: Un litro de gasolina en el motor de un automóvil produce 2. ¿Cuántos kilogramos de CO2.238 kg de CO2/año 1 L de gasolina Resultado = 1.año/auto ⎯→L/km⎯→kg de CO2/L Solución: 625 769 autos X 8000 km/año 1 auto X 1L de gasolina 8. la cantidad de CO2 que se genera con un litro de gasolina.000 kilómetros por año con un consumo de 8. que es un gas invernadero.287.51 kg de CO2 =1. Estrategia: Se recomienda leer con atención el problema y determinar con qué datos se cuenta y cuál se necesita obtener. Na=22. edemas. Información necesaria: Con el apoyo de la tabla periódica se determina la masa molar del hidruro de calcio. H=1.575 mol de NaCl a gramos.73 mol de CaH2 x Ejemplo 2: Un consumo excesivo de cloruro de sodio.096 g de CaH2 1 mol de CaH2 = 72.826 g de CaH2 .45 Estrategia: Determinar la masa molar del cloruro de sodio. arteriosclerosis. puede provocar un aumento en la presión sanguínea. Esquema de solución: mol ⎯→ gramos Solución: a) Por regla de tres 1 mol CaH2 1. relacionar a un mol y convertir 0.73 mol CaH2 42. Esquema de solución: moles ⎯→ gramos Solución: a) Por regla de tres 42.096 g Xg X= (1. Masa molar del CaH2= 42.28 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. Calcula la masa en gramos que equivale a 1.99 uma y del cloro.008 uma.096 g) 1 mol de CaH2 X= 72. Información necesaria: Las masas atómicas del sodio.096 g/mol Estrategia: Si se conoce que un mol de hidruro de calcio equivale a 42. parálisis muscular.73 mol de CaH2) (42. Masas atómicas: Ca=40. entonces se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario. disminución del crecimiento y entumecimiento general. deshidratación. la falta de sodio puede causar convulsiones. Sin embargo. Cl=35.73 mol de CaH2.73 mol de CaH2.096 gramos. NaCl.575 mol de cloruro de sodio.826 g de CaH2 b) Por factor unitario 1. NaCl. para determinar la masa equivalente a 1. Calcula la masa en gramos que equivale a 0.08 uma. NaCl Agua. para hacerlo más fuerte se alea con plata o cobre. y que un mol de cualquier gas ocupa 22.20 mol del mismo? .44 g de NaCl X g de NaCl (0. H2O Gas helio.603 g de NaCl 1 mol de NaCl ¿Sabías qué . (denominado de 24 quilates) es demasiado blando para usarlo en joyería.575 mol de NaCl) (58. ¿Cuántos gramos de oro corresponden a 0.575 mol de NaCl x 58. 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). a temperatura de 00C y una presión de 1 atmósfera? Sal. NaCl.un mol de sal común. lo cual es suficiente para inflar un globo hasta un diámetro de 35 cm.603 g de NaCl b) Por factor unitario 0.44 g de NaCl = 33.575 mol NaCl X= 58..7 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones mol a masa. Au.45 g cantidad que puedes tener en la palma de la mano. He Actividad 1. Por tanto.. tiene una masa de 58.Conceptos básicos de estequiometría 29 Solución: a) Por regla de tres 1 mol NaCl 0.44 g de NaCl) 1 mol de NaCl X= 33. a) El oro puro.4 litros. 5 mol de ácido nítrico y se obtuvieron 20. ¿Cuántos gramos de HNO3 fueron utilizados? d) Un químico al desarrollar un procedimiento para mejorar la hidrogenación de aceites vegetales. No solamente el producto es altamente explosivo sino que debe trabajarse con mercurio líquido (que emite vapores peligrosos) y ácido nítrico concentrado (sumamente corrosivo).7g de fulminante de mercurio. utilizó 6 mol de ácido oleico (C18H32O2). ¿Cuántos gramos de este compuesto se corresponden con 0. C6H12O6 3) 0.420 mol de Zn? f) ¿Cuántos gramos hay en cada una de las muestras siguientes? 1) 1.75 mol de CO2 6) 0. ¿Cuántos gramos hay en 0. C9H8O4 5) 0.50 mol? c) La preparación de fulminato de mercurio es peligrosa. En una prueba de ensayo se emplearon 2.5 mol de Cu 2) 0.75 mol de glucosa. a fin de obtener margarinas para uso en el hogar.5 mol de etanol (CH3CH2OH) 4) 1.5 mol de aspirina.5 mol Mg(OH)2 .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). ¿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). plomo.016 gramos.46 g de H2 (1 mol de H2) (6.204 mol de H2 .008 uma H2= 2. para convertir los 6. en la producción de metanol. molibdeno y wolframio) en metales.46 g de H2 X 1 mol de H2 2.204 mol de H2 b) Por factor unitario 6. bismuto. también se utiliza para reducir o transformar diferentes óxidos metálicos (como los de plata. Ante el agotamiento de las reservas de combustibles fósiles (petróleo) el hidrógeno puede ser una fuente alternativa de energía y además no contaminante.46 g de H2) 2. Esquema de solución: gramos ⎯→ mol Solución: a) Por regla de tres 1 mol de H2 X mol de H2 X= 2.Conceptos básicos de estequiometría 31 Conversiones masa a mol Ejemplo 1. ¿Cuántos mol de hidrógeno hay en 6.016 g de H2 = 3. en la hidrogenación catalítica de aceites vegetales para producir grasas sólidas comestibles.016 g de H2 6. El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo y el tercero en abundancia en la corteza terrestre.016 g de H2 X= 3.46 g de hidrógeno molecular? Información necesaria: Se necesita conocer la masa molar del hidrógeno molecular a partir de la masa atómica del hidrógeno. H = 1. entonces se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario.46 g de H2 a mol. mercurio. desempeña un papel importante en los procesos industriales: se utiliza en la síntesis de amoniaco. cobre.016 g/mol Estrategia: Si se conoce que un mol de hidrógeno molecular equivale a 2. ¿Cuántos mol de magnesio hay en 87. H2 5) 90 g de gas oxígeno. O2 6) 90 g de glucosa.5 % de su masa. sustancias inodoras y no tóxicas para el ser humano. El agua de mar es una buena fuente de magnesio. El freón-12 tiene fórmula CCl2F2. ¿Cuántos mol de KI se encuentran en un paquete ordinario de esta sal.010% en masa de yoduro de potasio (KI). ¿Cuántos mol de calcio están contenidos en 5. ya que al descomponerse por el calor libera dióxido de carbono. es posible obtener casi 1.0 g de ese elemento? b) Las unidades de refrigeración utilizan freones. cuya masa es de 1000g? e) El magnesio es el sexto elemento en abundancia en la corteza terrestre.3 gramos de magnesio. es el principal integrante de los huesos y dientes. pero dañinas para la capa de ozono. de cada kilogramo de agua de mar. ¿Cuántos mol de bicarbonato de sodio están contenidos en 500 g de este compuesto? d) Una conocida marca comercial de sal yodada contiene 0.32 Química cuantitativa I Actividad 1. Es uno de los responsables de la dureza del agua. C6H12O6 . alrededor del 2. como polvo de hornear y en los extinguidores. Aproximadamente el 90% de calcio en el organismo se encuentra en forma de fosfato o carbonato.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. Ca 2+. a) El ion calcio. ¿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.8 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a mol. S=32. que al salir a la atmósfera reaccionan con el agua formando ácido sulfúrico. ¿Cuántas moléculas de histamina (C5H9N3) son inoculadas en promedio en cada picadura? Información necesaria: Se necesita conocer la masa molar de la histamina.06 g = 6.06 g de azufre 1 mol de azufre Ejemplo 2. La ponzoña de la abeja común es una mezcla acuosa de diferentes compuestos.062 x 1023 átomos de azufre b) Por factor unitario 16.022 x 10 átomos de azufre) 32. C5H9N3=111g/mol . Cuando la gasolina se quema en el pistón del motor. lo cual da origen al fenómeno denominado «lluvia ácida». el azufre que contiene se transforma en óxidos de azufre.062 x 1023 átomos de S 32. En promedio el aguijón de una abeja puede inocular en las víctimas aproximadamente 35 mg de ponzoña.022 x 1023 átomos de azufre X átomos de azufre 23 X= (16.3 g de azufre) (6.022x1023 átomos de azufre= 3.022 x 1023 átomos de azufre Esquema de solución: gramos ⎯→ mol ⎯→ átomos Solución: a) Por regla de tres 32. Estrategia: Determinar la masa molar del azufre.06 uma.3 g de azufre X 1 mol de azufre X 6. igual a 32.06 g/mol.Conceptos básicos de estequiometría 33 Conversiones masa a número de partículas Ejemplo 1. 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.06 g de azufre 16. ¿Cuántos átomos hay en 16.3 gramos de azufre? Información necesaria: Con el apoyo de la tabla periódica se obtiene la masa atómica del azufre.3 g de azufre 6. Entre estos está la histamina (cuya acción fisiológica puede neutralizarse con antihistamínicos) en un porcentaje que puede llegar al 0. 1 mol de S= 32.013%.06 g de azufre X= 3. El azufre es un elemento no metálico que está presente casi siempre en las gasolinas. se convierte a mol y estos a moléculas.035g de ponzoña X= 0. sabiendo que en 100 gramos de ponzoña hay 0.099 x 10-8 mol de histamina X= 2.00000455 g de histamina X= 4.022x1023moléculas de histamina 100g ponzoña 111g histamina 1 mol histamina X= 2.035g) (0. Una vez determinada la cantidad de histamina.035g ponz x 0.34 Estrategia: Química cuantitativa I Convertir los 35 miligramos de ponzoña a gramos y determinar la cantidad de histamina presente en esos 35 miligramos. 1mol de histamina 4.55 x 10-6g) (1mol ) 111 g -8 23 X= (4.55 x 10-6 g de hist. X= (4.013 gramos de histamina.013 g de histamina X g de histamina (0.468 x 1016 moléculas de histamina b) Por factor unitario 0.013g ) 100 g X= 0. X mol de hist. 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 = 0.55 x 10-6g de histamina 1mol de hist.022 x 10 moléculas) 1mol de histamina X= 4.013g histamina x 1 mol histamina x 6.035 g de ponzoña 100 g de ponzoña 0. 111 g de histamina 4.099 x 10 mol) (6.022 x 1023 moléculas X moléculas de hist. 6.468 x 1016 moléculas de histamina .099 x 10-8 mol de hist. fertilizantes. ¿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. Un kilate equivale a 200 mg. dentífricos y bebidas gaseosas.5 mL de agua a dicha temperatura? . aviones y motores para éstos. debido a que la persona que lo inhala le produce risa. están presentes en 6. a) Uno de los primeros gases propulsores usados para aerosol en envases metálicos fue el óxido nitroso. ¿Cuantos iones sodio hay en 200g de NaF? f) El kilate es la unidad de masa usada por los joyeros.00 g/mL a 40C. ¿Cuántas moléculas existen en 15 g de propano? d) El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes. (N2O) llamado también «gas hilarante». ¿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. ¿Cuántas moléculas de agua. ¿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. se utiliza en la construcción de naves espaciales.Conceptos básicos de estequiometría 35 Actividad 1.9 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a número de partículas. ¿cuántos átomos de carbono están presentes en un diamante de 5 kilates? g) La densidad del agua es d= 1. 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. ¿Cuántas moléculas de agua tiene dicha gota? Conozca más . como la amalgama de plata que se utiliza en empastes en odontología.. cerebro y testículos. si una cadena está hecha con una aleación de oro de 14 kilates. Pero el mercurio tiene una elevada volatilidad. Después de introducirse en el organismo como vapor de mercurio. ¿Cuántos átomos hay en 2 cm3 de Hg? i) Se determinó la masa de una gota de agua. y el resultado final del envenenamiento con mercurio es un grave daño al sistema nervioso central. el metal se acumula en los riñones. Mientras que una pieza de 24 kilates tiene una pureza de 100% y es de oro puro. las amalgamas son una fuente de vapor de mercurio. hidrargirium.. Sin embargo. se enlaza con las proteínas. 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. ¿Sabías qué . lo cual es una de las causas de su elevada toxicidad. contiene 14/ 24 partes de oro y tiene una pureza de 58. También algunos metales. pero es un veneno acumulativo. se disuelven en mercurio y producen amalgamas. En México se siguen utilizando las amalgamas de mercurio. resultando ser 0. ya empieza a ser reemplazado por el uso de bismuto y resinas que son menos tóxicos. que significa «plata líquida». ocasionando que el aire de los alrededores se ubique en un nivel muy por encima de los límites de seguridad.05 g.. La investigación ha demostrado que el cepillado de los dientes y el masticar aumentan el proceso de vaporización. La densidad del mercurio es de 13. .6 g/cm3. Por ejemplo. De esta manera. Su tiempo de retención en los tejidos es muy elevado (en los riñones un promedio de 65 días). Su elevado coeficiente de expansión térmica hace que sea un líquido adecuado para su uso en termómetros y barómetros.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.sobre el mercurio El mercurio tiene muchas aplicaciones. y el líquido se evaporiza. y las de los empastes de los dientes liberan vapor tóxico directamente al organismo..33%.36 Química cuantitativa I h) El mercurio es un metal líquido cuyo símbolo Hg proviene del latín. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de carbono? Información necesaria: La masa atómica del carbono.01 g de carbono) (1 átomo de carbono ) 6. que equivale a la masa de 6.10 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de número de partículas a masa.022 x 10 átomos de C 1 mol de carbono Actividad 1.Conceptos básicos de estequiometría 37 Conversiones de número de partículas a masa Ejemplo 1.01 g de carbono X g de carbono 6.01 uma. pero es sensible al cloro y al agua regia. 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).022 x 1023 átomos de carbono X= 1. a) El oro es un metal de transición.01g de C = 1. El carbono es un elemento no metálico que se presenta en la naturaleza en diversas formas alotrópicas. Estrategia: A partir de la masa molar del carbono.022 x 1023 átomos de carbono Solución: a) Por regla de tres 12. brillante.995 x 10-23 gramos de carbono b) Por factor unitario 1 átomo de C X 1 mol de carbono X 12.995 x 10-23 g de C 23 6. de color amarillo. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de oro? . el cual no reacciona con la mayoría de las sustancias químicas. se determina la masa correspondiente a un sólo átomo. dúctil.01 g = 6.022 x 1023átomos de carbono. 1 mol de C= 12. blando.022 x 1023 átomos de carbono 1 átomo de carbono X= (12. si la fórmula molecular del compuesto es C6H8O6? . porque nadie había logrado sintetizar algún compuesto que los contuviera. Kr. Ne.6 x1023 moléculas de butano? e) La glucosa (C6H12O6). maíz y cebada). es un monosacárido. C9H8O4? c) Desde hace muchos siglos. Es uno de los productos del metabolismo de los carbohidratos en los seres humanos. su nombre común es dextrosa.5 x 1023 moléculas de XeF6? g) El ácido ascórbico (vitamina «C») cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado común. Xe y Rn) se denominaron «gases inertes». los elementos del grupo 18 (He. ¿Cuál es la masa en gramos de una molécula de aspirina.35 x1021 moléculas de etanol? d) El combustible de los encendedores desechables es mayormente butano (C4H10). como el XeF6 (hexafluoruro de xenón). C2H5OH.4 x1022 moléculas de glucosa? f) Por muchos años. tiene además propiedades anticoagulantes. ¿cuál es la masa en gramos de 3. el etanol. ¿Cuál es la masa en gramos de 3. se ha producido por fermentación de la glucosa derivada del almidón de los granos (en especial.7 x 1022 moléculas de ácido ascórbico. Sin embargo. Ar. desde 1962 se han preparado varios compuestos de Xenón. ¿Cuál es la masa en gramos de 1. componente del suero fisiológico. ¿Cuál es la masa en gramos de 2. ¿Cuál es la masa en gramos de 5.38 Química cuantitativa I b) La aspirina es un analgésico y antipirético muy utilizado en el hogar. El nitrógeno molecular (N2) es muy estable y no puede ser utilizado por las plantas para elaborar compuestos nitrogenados.4 Litros de N2 X Litros de N2 Volumen molar= 22.4 L . ocupa en las mismas condiciones de presión y temperatura.02 g de N2 50 g de N2 22.4 litros/ mol. a la misma temperatura y presión.022 x 1023partículas 22. entonces un mol de cualquier gas. Conversiones masa a volumen y volumen a masa Ejemplo 1. Si un mol de cualquier tipo de sustancia. Masa molar= 28. 6. Se tienen así nuevos factores unitarios: 22. aquí es necesario considerar la ley de Avogadro: «Volúmenes iguales de gases distintos. contienen igual número de partículas». Aquí utilizaremos factores unitarios que se limitan al volumen en condiciones normales. ¿Qué volumen ocuparán 50 g de N2 en condiciones normales? Información necesaria: Se necesita conocer la masa y volumen molar del nitrógeno.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. Este valor se conoce como volumen molar.02 g Estrategia: Conociendo la masa y el volumen molar del nitrógeno se determina el volumen correspondiente a los 50 g de N2. tiene un mismo número de partículas. Éstas se encuentran en las leguminosas. Se ha comprobado experimentalmente que este volumen es de 22. Sin embargo.4 L Los procesos químicos reales se cumplen dentro de un amplio margen de temperaturas y presiones.022 x 1023. Sólo algunas bacterias y algas que poseen una enzima llamada nitrogenaza pueden romper el triple enlace N ≡ N. Las condiciones de O°C (273 K) y 1 atm (760 mm de Hg) se conocen como temperatura y presión normales (ordinarias o estándar).4 L 1 mol de partículas 6. el mismo volumen. Esquema de solución: masa ⎯→ volumen Solución: a) Por regla de tres 28. ¿Qué volumen ocuparán 75 g de éste gas en condiciones normales? d) El ácido sulfhídrico. Cl2.40 X= (50 g de N2) (22. FeS2 y el ácido clorhídrico.02 g X 22. en condiciones ordinarias? c) El flúor. F2. porque el ion cloruro es el principal anión en los fluidos intracelulares y extracelulares. es una sustancia gaseosa que su presencia se delata por el olor nauseabundo. en el cuidado de la salud (para fluorar el agua y reducir las caries dentales) y en otras áreas. ¿Qué volumen ocupa un kilogramo de SO2 en condiciones normales? b) El cloro. desempeña un papel biológico importante en el cuerpo humano. ¿Qué volumen ocuparán 200 g de éste gas.97 Litros de N2 Actividad 1.02 g de N2 X= 39. a) El dióxido de azufre es un peligroso contaminante atmosférico que puede ser reducida su emisión a la atmósfera.4 L de N2 1 mol 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. «a huevo podrido». HCl. ¿cuál será la masa de 30 litros de H2S? .4 L de N2) 28.97 Litros de N2 b) Por factor unitario 50 g de N2 X Química cuantitativa I 1 mol 28. En condiciones normales. H2S. pero en el laboratorio se obtiene a partir de la reacción entre la pirita. Es un producto de la descomposición de la proteína. si se hace reaccionar con «cal» para producir sulfito de calcio. 7 mol de O2) (22.7 mol de O2. Esquema de solución: mol ⎯→ volumen Solución: a) Por regla de tres 1 mol de O2 2.4 Litros de O2 X Litros de O2 X= (2. pero el segundo en abundancia en la atmósfera (21%). Sin él. como refrescos y cerveza. el elemento más abundante de la corteza terrestre (46%). El oxígeno. cetonas y ácidos carboxílicos a partir de alquenos o alquinos (ozonólisis). O2 es con mucho. Volumen molar= 22.7 mol de éste gas en condiciones estándar? Información necesaria: Se necesita conocer el volumen molar del oxígeno. O3 . Pero también encuentra aplicación en los extinguidores de fuego.4 L de O2) 1 mol de O2 X= 60. es un gas que encuentra uso industrial en la síntesis de compuestos orgánicos como aldehídos.4 L Estrategia: Conociendo el volumen molar del oxígeno se determina el volumen correspondiente a los 2.48 Litros de O2 . un ser humano es incapaz de sobrevivir unos cuantos minutos.7 mol de O2 22. ¿Cuál será la masa de 150 litros de ozono? Conversiones mol a volumen y volumen a mol Ejemplo 1.Conceptos básicos de estequiometría 41 e) El CO2 se utiliza en la elaboración de bebidas carbonatadas. O2. ¿A cuánta masa corresponden 250 litros de CO2? f) El ozono. ¿Qué volumen ocuparán 2. N2O es un subproducto tanto en los procesos de nitrificación como de desnitrificación biológica. ¿qué volumen ocuparán 24 mol de N2O? . en condiciones normales de presión y temperatura? c) El óxido nitroso o anhídrido hiponitroso. En las minas de carbón se le denomina gas grisú y es muy peligroso por su facilidad para inflamarse.12 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de mol a volumen y de volumen a mol. este proceso natural se puede aprovechar para producir biogás.42 b) Por factor unitario 2. ¿En condiciones estándar de presión y temperatura. CH4. Este gas inerte se utiliza como protección en soldadura autógena.48 Litros de O2 Actividad 1.4 L de O2 1 mol de O2 X= 60. Además. ¿En condiciones normales de presión y temperatura. He. ¿Qué volumen ocuparán 15 mol de CH4.7 mol de He? b) El metano.7 mol de O2 X Química cuantitativa I 22. El aumento en la utilización de fertilizantes para aplicaciones agrícolas. a) El helio. a cuántos litros de helio corresponden 7. es un gas que se produce en la putrefacción anaeróbica de las plantas. es un gas utilizado en el llenado de globos y dirigibles. es la explicación más probable de la mayoría de las emisiones antropogénicas de óxido nitroso. Puede constituir hasta el 97% del gas natural. encuentra aplicación en globos meteorológicos para la investigación de las condiciones climatológicas. etc. A partir de esta fecha se han sintetizado alrededor de 80 compuestos de xenón. u otros sistemas de combustión a gas. butano. se le denomina biogás. secadores. Algunos de estos compuestos son: diflúor. mercaptanos y trazas de hidrocarburos más pesados. estiércol. El gas obtenido así. ¿Cuántos mol de etileno corresponden a 225 litros de dicho gas. el gas natural es una mezcla de gases que se encuentra frecuentemente en yacimientos fósiles. plantas vegetales. 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. C2H2. Puede también obtenerse por procesos de biodegradación de restos orgánicos (basura. C2H4. estufas. La mayor parte del etileno se emplea para la obtención de polímeros.) en ausencia de aire. ¿Cuántos mol de xenón estarán contenidos en 25 litros de dicho gas en condiciones normales de presión y temperatura? ¿Sabías qué .Conceptos básicos de estequiometría 43 d) El acetileno o etino. calderas. en condiciones normales? f) Hasta antes de 1962 se consideraba a los gases nobles como sustancias químicamente inertes e incapaces de formar compuestos.. la mayor temperatura de combustión hasta ahora conocida. como el polietileno. propano. Xe. H2S.. perxenato de sodio e hidróxido de xenón. se utiliza en equipos de soldadura. El etileno también se emplea para acelerar la maduración de las frutas. ¿Cuántos mol de acetileno corresponden a 500 litros de dicho gas en condiciones normales? e) El eteno o etileno. CO2. hexaflúor. es el alqueno más sencillo y una de las sustancias más importantes en la industria química. etano. Este gas es una fuente de energía alternativa que se puede utilizar en hornos. es el alquino más sencillo y uno de los gases altamente flamables. al unirlo con el flúor y el oxígeno. . solo. Por ello. su combustión produce una flama de hasta 3000º C. cuyos átomos se encuentran en una proporción de 2:1. como a la molécula de agua. Co (s) ⎯→ Ag ⎯→ Fe Hg (ac) (g) Al S Una fórmula química expresa macroscópicamente el tipo de elementos que constituyen la sustancia y submicroscópicamente. representa al compuesto cloruro de sodio. es decir dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. la proporción numérica que existe entre cada tipo de átomo. en él se utilizan símbolos y signos que permiten formular y dar nombre a las sustancias en cualquier parte del mundo. en todas las partículas o celdas unitarias de una sustancia. H 2O Nivel macroscópico Nivel simbólico Nivel submicroscópico . Ésta nos indica que los elementos que la componen son el sodio y el cloro. Así como la proporción en que se encuentran los átomos. pero también a la celda unitaria del cloruro de sodio. ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ NaCl Nivel macroscópico Nivel simbólico Nivel submicroscópico De la misma manera. Por ejemplo. Macroscópicamente indica que los elementos que la componen son el hidrógeno y el oxígeno.3 Fórmulas químicas La química al igual que otras ciencias tiene un lenguaje común y universal. es decir un átomo de sodio por cada átomo de cloro. la fórmula NaCl. la fórmula H2O representa tanto al compuesto.44 Química cuantitativa I 1. 1:1. 3 Na3 P O4 Los subíndices representan el número de átomos presentes en una molécula o unidad fórmula del compuesto. molécula o unidad fórmula. subíndices y coeficientes. ⎯→ ⎯→ Los coeficientes indican el número de moléculas o unidades fórmula. ⎯→ 3 Na3 P O4 La cuantificación o conteo correcto de los átomos a partir de una fórmula. indica macroscópicamente la presencia de tres mol de fosfato de sodio y submicroscópicamente tres celdas unitarias (unidades fórmula) de fosfato de sodio. ⎯→ 3 Na3 P O4 ⎯ → ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯→ ⎯ → . en la fórmula del fosfato de sodio. Se escriben siempre en la parte inferior derecha del símbolo químico. es importante en la realización del balanceo de una ecuación química. 2. 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. Que desde el punto de vista submicroscópico tiene una proporción atómica 3:1:4 3. El coeficiente tres. Por ejemplo. sodio. fósforo y oxígeno. 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. así como también el número de mol presentes de la sustancia. Símbolos químicos Coeficiente 3 Na3PO4 Subíndices El símbolo químico sirve para representar tanto al elemento como al átomo presentes en un compuesto.Conceptos básicos de estequiometría 45 Características de una fórmula química Una fórmula química está constituida por símbolos químicos. azufre y oxígeno. Cada unidad fórmula contiene dos átomos de hierro. Que el sulfato férrico lo constituyen los elementos: hierro. Punto de vista submicroscópico La presencia de dos unidades fórmula de sulfato férrico.46 Química cuantitativa I Actividad 1. 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. Fórmula Punto de vista macroscópico La presencia de dos mol de sulfato férrico.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. 2 Fe2(SO4)3 Sulfato férrico 3 H3PO4 Ácido fosfórico Pb(NO3)4 Nitrato plúmbico . Joseph GayLussac.00 1 1 3 63. Joseph Louis Proust. Avogadro ¿Sabías qué . 1 de carbono y 4 de oxígeno. Richter A.01 16.01 48 Proporción 63. Su presentación fue producto de las investigaciones sobre el análisis elemental de una gran cantidad de compuestos.3 partes de cobre.55/12. entre otros. Elemento Masa atómica No. pesar con la balanza o determinar un peso.01= 1 48 /12..Conceptos básicos de estequiometría 47 1.55 12. la palabra ponderal se deriva del latín ponderere que significa ponderar. Jeremías Benjamín Richter. Uno de estos experimentos fue la descomposición térmica del carbonato de cobre (CuCO3).01= 4 Joseph Louis Proust (1754-1826) .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. está referida a la determinación de las masas de las sustancias que participan en una reacción química. Proust J.01= 5. sin importar de donde hubiera sido obtenida la muestra. cuyo análisis arrojó que la proporción de los elementos era siempre de 5. B.3 12. Esta palabra por tanto. John Dalton.. Amadeo Avogadro.01/12. Dalton Ley de Avogadro J. Lavoisier Volumétricas Ley de las combinaciones volumétricas J. 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. establecieron estas leyes. Desde el siglo XVIII científicos como Antoine Laurent Lavoisier. Ley de las proporciones definidas o constantes Esta ley fue postulada en 1799 por Joseph Louis Proust (químico francés). L. L.55 12. de átomos Masa total Cu C O 63.Gay-Lussac J. 5 átomos de cobre 5 átomos de carbono 15 átomos de oxígeno Ahora. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal. lo llevaron a concluir: Un compuesto químico específico contiene siempre los mismos elementos en proporciones idénticas. el porcentaje ponderal que representa cada elemento en el compuesto.01/123. la proporción sigue siendo 1:1:3. 5 átomos de carbono y 15 átomos de oxígeno. y estos formarían 5 unidades fórmula de CuCO3.84% Composición centesimal 0. es decir. siempre lo hacen en las mismas proporciones de masa.43% 12.56=9. Como todos los compuestos existentes siempre tendrán las mismas proporciones de sus componentes.56= 51.5143 0.3 1 4 63. se unen un átomo de cobre.3884 Si se analiza la fórmula del CuCO3 la proporción en que se encuentran los átomos siempre es 1:1:3. sin importar su origen y quien lo haya preparado. Para el caso del carbonato de cobre (CuCO3) se expresaría de la siguiente manera: Proporción en: Porcentaje Elemento Partes Gramos Cu C O 5. estas son siempre iguales. 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. si se unen 5 átomos de cobre. mol o porcentajes.3 1 4 5.55/123.0972 0. definidas y constantes.72% 48/123. es decir. uno de carbono y tres de oxígeno. gramos. esto es. Red cristalina del CuCO3 5 unidades fórmula de CuCO3 Malaquita: CuCO3 hidratado .48 Química cuantitativa I Los resultados obtenidos en éste y otros experimentos. En otro sentido: Cuando dos o más elementos se combinan para producir un determinado compuesto.56=38. se puede expresar en partes. NaCl? c) El ácido nítrico es uno de los ácidos inorgánicos más importantes.Conceptos básicos de estequiometría 49 Actividad 1. Calcule la composición porcentual en masa del H3PO4. cuya función es la de evitar el desarrollo microbiano. CaO? . que lo hacen una sustancia idónea para el lavado de ojos. d) El ácido fosfórico es el responsable del sabor ácido de los refrescos. actúa como agente oxidante poderoso. denominado vidrio borosilicato (vidrio Pyrex).8 % de oxígeno y 11. e) El ácido bórico tiene propiedades antisépticas. ¿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. Industrialmente se usa en la fabricación de vidrio térmicamente resistente. f) ¿Cuál es la masa de oxígeno que se combina con 1 g de calcio para formar el óxido de calcio. Calcule la composición porcentual en masa del H3BO3. Calcule la composición porcentual en masa del HNO3. a) El agua se compone siempre de 88.2% de hidrógeno.15 Contesta en forma individual o colaborativa las siguientes preguntas referidas a la ley de las proporciones definidas. NH2 y el amoníaco. se puede plantear una regla de tres. si al entrar en combustión 1 gramo de magnesio con 0. de acuerdo a su composición porcentual en masa? Conozca más.09 39.664 gramos de óxido de magnesio. cuando se encuentra decahidratado su fórmula es NaHCO3.471= 1 2. ¿Cuál de los compuestos anteriores representa una mejor fuente de nitrógeno. De manera experimental en el laboratorio se puede determinar la composición porcentual.10 H2O.09/24. Por ejemplo.664 g de O X= 39.49/2.CO.90% 100% X% Fórmula empírica= MgO .471 39. la guanidina.09% c) ¿Cuál será su fórmula empírica? Elemento Mg O % Masa atómica Relación atómica 60. h) La urea.. Porcentaje del magnesio 1. conociendo las masas de los elementos que se combinan para formar un compuesto.471/2. 1 g de Mg + 0. Determina la composición porcentual de cada elemento en el compuesto decahidratado y el porcentaje correspondiente al agua de hidratación.664 g de MgO b) Para determinar la composición porcentual.31= 2.664 g de O = 1.90/16= 2.CNH.31 16 60.90 24.664 g de MgO 1g de Mg X= 60. NH3 se utilizan como fertilizantes por el aporte de nitrógeno al suelo.50 Química cuantitativa I g) El bicarbonato de sodio es una base débil que se utiliza como antiácido estomacal en el hogar.NH2. el nitrato de amonio.664 g de MgO 0.471= 1 100% X% Porcentaje del oxígeno 1. NH2. NH2.49 Relación atómica 2.664 gramos de oxígeno para formar 1. NH4NO3. ¿Cuál será la composición porcentual del óxido de magnesio? Procedimiento a) Es necesario conocer la masa total del producto. 008 Na= 57.5 2. 1. cuáles son sus componentes y qué información puede expresar cada una de ellas.5 H= 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. El análisis químico nos permite determinar experimentalmente los porcentajes de cada elemento en un compuesto. Ahora.5 1. Se ha aprendido a determinar la composición porcentual de cada elemento a partir de la fórmula química.5 Determinación de fórmulas químicas En esta unidad se ha estudiado qué es una fórmula química. Es importante señalar que existen diversos tipos de fórmulas químicas. Esto se realiza con el único propósito de obtener las relaciones atómicas. ¿Cómo determinarla? a) Se necesita conocer la composición porcentual o la masa de cada elemento que constituye al compuesto.5 16 H= 2. O= 40.0%.5 Na= 2.5.0 = 2. lo haremos a la inversa. Por ejemplo.Conceptos básicos de estequiometría 51 1. O= 2. se divide cada valor entre el valor más pequeño.1 Fórmula empírica o mínima La fórmula empírica se denomina también fórmula mínima.5 = 1 2. a partir de la composición porcentual determinaremos la fórmula química.52% y Na= 57.48 = 2. ya que expresa la relación más sencilla o mínima entre los elementos que constituyen un compuesto. supongamos que se determinó experimentalmente la composición porcentual de un compuesto: O= 40. Fórmula empírica NaOH Sosa cáustica o hidróxido de sodio . pero aquí sólo revisaremos la fórmula empírica y la molecular.99 c) Los valores obtenidos corresponden a la mínima relación de combinación entre los átomos de los elementos.5 = 1 2.5 22. H= 2.52 = 2. Para obtener números enteros.48% b) El porcentaje o la masa de cada elemento se divide entre su respectiva masa atómica. formando los óxidos de nitrógeno como subproductos de la combustión. Después de un tiempo se descubrió que su uso producía dependencia física o adicción y desórdenes mentales.008= 6. empleado inicialmente a finales del siglo XIX. Esto provoca que al realizarse ejercicio fuerte por primera vez.33= 2 3.618%. entero C H O 40 6.71% y O = 53. debido a la oxidación de la glucosa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No. El análisis cuantitativo de ésta droga reveló que contenía: C=67.097%. a) El ácido láctico. El análisis de una muestra de ácido láctico reveló que contenía: C= 40. se forma en el cuerpo durante la actividad muscular.¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No.008 16 40/12. el músculo se endurezca y provoque dolor muscular. ¿Cuál es la fórmula empírica de la cocaína? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No.33/3. entero Fórmula empírica= .45% y O=69.33 3.305%. provoca una reacción entre el nitrógeno y el oxígeno que constituyen el aire.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=6.978%. la fórmula empírica a partir de la composición porcentual o molar en las siguientes preguntas.29%. entero Fórmula empírica= c) El primer anestésico local efectivo e inyectable.55%. Uno de estos óxidos se compone de N=30.33= 1 6.66 53.16 Determina en forma individual o colectiva.71/1. fue la cocaína.33 6. O=21.52 Química cuantitativa I Actividad 1. H = 6.71 53. N=4.01= 3.29 12.29/16= 3.01 1.66/3.0% .33/3. S= 23.35% y O= 38. ¿cuál será la fórmula empírica de este compuesto? Elemento Relación molar Relación atómica No. ¿Cuál será la fórmula empírica del yeso.58%.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.07%? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No.55% y O= 47. entero Fórmula empírica= f) Si los únicos productos del análisis de un compuesto fueron 0.75 mol de átomos de hidrógeno.44%. entero Fórmula empírica= g) Un óxido del elemento A contiene 79. y posteriormente a ácido acético. Si el elemento A es 3. entero Fórmula empírica= e) El dicromato de potasio es un agente oxidante fuerte.78 veces más pesado que el átomo de oxígeno. ¿cuál será la fórmula del óxido? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica No.88 % de A.01%? Elemento % masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa 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. entero Fórmula empírica= . donde oxida al etanol del aire expirado a aldehído. Cr= 35. si su composición porcentual es: Ca= 29.5 mol de átomos de carbono y 0. 018 n=6 La fórmula real del benceno es: (CH)n= (CH)6=C6H6 . utilizar el término fórmula real o verdadera. ya que se puede usar de manera indistinta. Pero.54 Química cuantitativa I Fórmula molecular. real o verdadera. si el benceno tiene fórmula empírica CH y una masa molecular de 78. ¿qué término utilizar cuando el compuesto es iónico? Consideramos que lo correcto debe ser. es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa fórmula. el término fórmula molecular es correcto. 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. real o verdadera Son tres los nombres que se utilizan para denominar este tipo de fórmula: molecular.008) 13. La fórmula molecular. Sin embargo. dado que se encuentra constituido por moléculas. Como la fórmula real de un compuesto es igual a la fórmula empírica o a un múltiplo entero de la misma. tradicionalmente se ha utilizado el término fórmula molecular.01+1. ¿Cómo determinar la fórmula real de un compuesto? Para hacerlo.108 CH 78.108 78. o a un múltiplo de ella. 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.108 uma. Los subíndices de la fórmula real se obtienen al multiplicar por n los subíndices de la fórmula empírica.108 n= n= 78. ¿cuál es su fórmula molecular o fórmula real? (Fórmula empírica) n = Masa molecular o masa fórmula (CH)n=78. Para compuestos moleculares. Por ejemplo.108 = (12. Una muestra de 17. ¿Cuál es su fórmula empírica y fórmula real. si la masa fórmula del compuesto es de 159. si la fórmula empírica del etilenglicol es CH3O ? c) Se sometió a calentamiento una muestra de 5.068 uma. a) La glucosa es un monosacárido cuyo nombre común es dextrosa. Al reaccionar completamente el hierro.1. Es un componente de los sueros fisiológicos y uno de los productos del metabolismo de los carbohidratos. carne. El glutamato monosódico es la sal sódica del glutamato que se utiliza para resaltar el sabor de los alimentos en la comida china. 6. real o verdadera a partir de la fórmula empírica en las siguientes preguntas. Determina la composición porcentual.Conceptos básicos de estequiometría 55 Actividad 1.7 uma? d) El glutamato es un aminoácido que está presente en todos los alimentos que contienen proteínas tales como el queso.2 g de C. la masa del compuesto obtenido fue de 8. Si su masa molecular es de 180. 0. cuyos malestares son similares a los de un infarto. hongos. .6 g de O.8 g de H. Utilizado en exceso provoca lo que se ha dado en llamar el «síndrome del restaurante chino». leche. pescado y verduras.65 g de hierro en polvo. la fórmula molecular.5 g de glutamato contiene 6.156 uma y su fórmula empírica es CH2O.0779 g. ¿Cuál será su fórmula molecular? b) El etilenglicol es un compuesto que se utiliza en mezclas anticongelantes y tiene una masa molecular de 62. ¿Cuál será su fórmula molecular.17 Determina en forma individual o colectiva. la fórmula empírica y la fórmula real de este compuesto si su masa molar es de 169 g/mol.5 g de N y el resto de sodio. en presencia de oxígeno. 02 uma? . 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.02% de C y 75.98% de F. pero su cualidad más conocida es la antiadherencia. si su masa molecular es 100. Determina su fórmula empírica y su fórmula real. Fórmula que expresa la relación más sencilla entre los elementos de un compuesto. 5. La unidad fundamental del sistema internacional de unidades de la magnitud cantidad de sustancia. Masa de un átomo expresada en uma.. 10. esta hipótesis fue planteada por.. Fórmula que indica el número real de átomos en una molécula o celda unitaria. 8. tendrán el mismo número de moléculas. 3. Contesta el siguiente crucigrama: Horizontales 1. 7. 6. 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. Representación cualitativa y cuantitativa de un compuesto.... 9. . El volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura se denomina . 4. La ley de las proporciones definidas o constantes fue planteada por . Verticales 2. Masa en gramos de un mol de partículas. A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura..Conceptos básicos de estequiometría 57 Cuestionario de la primera unidad Conceptos básicos de estequiometría I. Calcula las toneladas de hierro que se pueden obtener a partir de 5x106 kilogramos de este mineral. La fórmula molecular es: C21H30O2. c) El peso de una molécula de agua es 1. pero no necesariamente los átomos.68 moles de NH3 6. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen 1. d) 47.9 kg 5. 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. etc.58 II.53 x1023 moléculas c) 7. b) 47. Para producir intoxicación se requiere un mínimo de 25 microgramos de THC. es un importante mineral de hierro. NH3 y eliminamos 1 x1023 moléculas de NH3. 7. Química cuantitativa I 2 ¿Cuántos mol de cloro estárán contenidos en 100g de cloro gaseoso (Cl2)? a) 100 b) 0.17 g d)1.9 g. Según estudios revelan que diferentes animales (abejas. ¿Qué cantidad contiene mayor número de átomos? a) 0.5 mol de SO2.08 x1021 g d) En una reacción química se conservan siempre los mol. .9 uma. ¿cuánto amoníaco en gramos quedará aproximadamente? a) 3. El tetrahidrocanabinol (THC). b) Un átomo de plata pesa 108 g. a) ¿Cuántos mol de THC representa 25 μ g? b) ¿Cuántas moléculas de THC existen en 25 μg? 8.9 átomos.23 x 1032 g. palomas. Si disponemos de 10 g de amoníaco. Fe3O4. Si la masa atómica del Ti es igual a 47. b) 14 g de N2.82 3.41 d) 2. d) 4 g de H2. La magnetita.).2 Litros de He (en condiciones normales.52 mol b) 3. Por ejemplo. es el principio activo de la mariguana.355 c) 1. c) 6. c) 67. ¿Cuál es la unidad fundamental del SI usada para la magnitud «cantidad de sustancia»? a) mol b) kelvin c) kilogramo d) metro 4. las palomas tienen en el pico granos de magnetita que les permite orientarse. moluscos.) la usan para orientarse en el campo magnético de la tierra. 95% de azufre.286 C 1. CH C2H3 CH3 CH2 Fórmula real C2H2 C4H6 C3H9 C4H8 3. d) B y C son el mismo compuesto. Determina la fórmula empírica para este compuesto. c.61% de cloro. C y D son el mismo compuesto.05 kg b) 0.25 3. b. Gramos de cada elemento en el compuesto Elemento N O A 0.58 E 1.00 1. El nitrógeno forma una serie de compuestos con el oxígeno. c) D y E son el mismo compuesto. oxígeno y cloro. analiza los siguientes datos y determina la fórmula empírica de cada uno de ellos.4 kg 2.00 4. De acuerdo con los resultados que se obtengan contesta la opción correcta.Conceptos básicos de estequiometría 59 III. 59. 4.6% de carbono en masa.104 uma? Fórmula empírica a. B. SO2Cl2 c.57 Se puede afirmar que: a) A. ¿Cuál es la fórmula empírica y real de este compuesto.5 kg c) 0. b) Todos los compuestos son distintos. SOCl . si ésta se encuentra con una pureza de 50%? a) 0.73 D 2. ¿Cuál es la masa de calcio que se puede obtener a partir de 1 kilogramo de caliza (CaCO3).25 0. SO2Cl d. Un compuesto contiene azufre. El análisis de una muestra reveló que contenía 26. Composición porcentual. si su masa molecular es de 56. fórmula empírica y real 1. a.45 0. d.257 B 0. SOCl2 b.4 % de hidrógeno y 85.2 kg d) 0. El análisis de un compuesto covalente mostró que contenía 14. ¿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. ¿Cuál es su fórmula empírica? . D = A2B3 c) C = A2B.8% y Cl=56. ¿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. D = A2B3 6. Su composición porcentual es :C=38. Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas. Un plástico que se utiliza para hacer tarjetas de crédito. Dos elementos gaseosos A y B se combinan para formar dos compuestos distintos C y D. Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas. Señale las fórmulas moleculares de C y D: a) C = AB2. mientras que 2L de A reaccionan con 3L de B para formar 2L de D.80%. H=4. D = A3B2 b) C = AB2. 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.40%. es el PVC (cloruro de polivinilo). tuberías para drenaje y revestimiento para exteriores de las casas. también gaseosos. D = A3B2 d) C = A2B.60 Química cuantitativa I 5. 13. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular de este compuesto? 14.5% y O=9. es un edulcorante bajo en calorías que contiene aspartame. tiene masa fórmula de 134 g/mol. . El óxido resultante fue de 2. a) Calcula la masa molar b) ¿Cuántos mol de aspartame hay en un miligramo? c) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en un miligramo? 10.44%. Suponga que el cuerpo humano promedio pesa 58 kg.Determina el % en masa de hierro que hay en el FeCl3. cloruro férrico hexahidratado. La fórmula molecular del aspartame es: C14H18N2O5. Un compuesto de fórmula empírica NaCO2.949 gramos. Una muestra de uranio de 2. Considera que un 75% de la masa corporal corresponde al agua. Al determinar su masa molar se encontró que es igual 162 g/mol. el cual es utilizado en diversos productos alimenticios light. El análisis de este compuesto reporta la siguiente composición porcentual: C=44. Calcula la fórmula verdadera.5 gramos se calentó en presencia de aire. El nutrasweet.6H2O.Conceptos básicos de estequiometría 61 9.86%.21%. H=6. a) ¿Cuántos mol de agua tiene un cuerpo humano? b) ¿Cuántas moléculas son? 11. 12. Determina la fórmula empírica del óxido de uranio. El olor característico del ajo se debe a una sustancia llamada alicina. S=39. 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. un ion. 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). Nomenclatura común La nomenclatura común también se conoce como nomenclatura clásica o tradicional. potasio (K+) y el calcio (Ca2+)? Tabla 2. vía y ana: elevación. como el sodio (Na+).1 Los iones monoatómicos de algunos elementos de transición y representativos. de arriba para abajo. la tradicional o común. presenta carga eléctrica? ¿Sabías qué … la palabra ion o ión proviene del griego ion. la sistemática o del prefijo multiplicativo y la de Stock (estas dos últimas recomendadas por la IUPAC).. 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+ .. a través) y significa «el camino hacia abajo»? ¿Sabías qué . es un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido electrones y que por tanto.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. 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 . participio presente de ienai que significa «ir»? De ahí que se diga que ion es «el que va».. que permiten determinar el nombre o la fórmula de la sustancia a partir de su composición química. El sufijo oso se utiliza para el catión que tiene la carga menor e ico para el de carga mayor. hacia arriba) y significa «el camino hacia arriba» y la palabra cátodo del griego (kata: abajo. en ella se utilizan prefijos y sufijos.66 Química cuantitativa I Actualmente se utilizan diferentes sistemas de nomenclatura.. a) Cuando el elemento metálico presenta dos números de oxidación diferentes o forma dos cationes de carga distinta. ¿Sabías qué … la palabra ánodo proviene del griego (odos: camino. se utilizan los sufijos oso e ico. a) Nomenclatura Stock El sistema o método Stock se denomina así.+6..-1 Tabla 2.-4 N+1. el número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un número entero. IIIA IVA B+1. Números de oxidación positivos y negativos de los elementos no metálicos y anfotéricos.-4 P+1. ambas son sistemáticas.+3. el estado de oxidación del elemento en número romano y entre paréntesis. en honor al químico alemán Alfred Stock (18761946).+4.+3. No. positivo o negativo. que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se refiere.+4.+3.-3 O-2 Si+2.+4. La regla consiste en colocar después del nombre de la función química.+3.+4.+5.-2 Br+1. FeO óxido de hierro (II) Cl2O3 óxido de cloro (III) CuOH hidróxido de cobre (I) N2O5 óxido de nitrógeno (V) . porque hacen uso de un conjunto de reglas sistematizadas para nombrar o escribir las fórmulas de las sustancias.2.-3 Se+2.+3.-3 S+2.+3.+3 C+2.+5.-1 I+1.-2 As+1.-1 ¿Sabías qué .+7..+5.+5.+6. si los electrones fueran transferidos completamente.-2 Te+2.+4.+7. al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula (o compuesto iónico). Nomenclatura sistemática La nomenclatura de Stock y la del prefijo multiplicativo son tipos de nomenclatura propuestas por la IUPAC.+5.+7.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.+5. 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.+6. Esta nomenclatura se utiliza cuando el elemento tiene más de un número de oxidación. existen compuestos iónicos ternarios y cuaternarios como los hidróxidos. sistemática monóxido de dicloro trióxido de dicloro pentóxido de dicloro heptóxido de dicloro 2. asi sean compuestos binarios. Es necesario precisar. A excepción del ion amonio (NH4+). Por ejemplo. los cuales se forman de la unión química de un metal con un no metal. porque describe la proporción de átomos de cada elemento presentes en la molécula. parte del supuesto que todas las sustancias están constituidas por una parte positiva y otra negativa. tetra.común Cl2O anhídrido hipocloroso Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 anhídrido cloroso anhídrido clórico anhídrido perclórico N. Stock óxido de cloro (I) óxido de cloro (III) óxido de cloro (V) óxido de cloro (VII) N. di. son las sales haloideas. ternarios o cuaternarios. 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 . Los compuestos iónicos más simples son los compuestos binarios (que están formados por dos elementos diferentes). Para dar nombre a las sustancias se utilizan prefijos numéricos. todos los cationes se derivan de átomos metálicos. las oxisales y algunas sales haloideas. etc. como mono. los hidruros y los óxidos de cualquier catión metálico. Sin embargo. Nomenclatura de óxidos básicos o metálicos Los óxidos básicos o metálicos. hexa. ejemplo de ello. Compuesto N. tri. En este apartado revisaremos la nomenclatura de cada uno de estos tipos de compuestos iónicos.2 Nomenclatura de compuestos iónicos Los compuestos iónicos están constituidos por cationes y aniones.68 Química cuantitativa I b) Nomenclatura del prefijo multiplicativo Esta nomenclatura también se conoce como sistemática o nomenclatura descriptiva. son compuestos iónicos binarios que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno. penta. que la nomenclatura binaria. 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. Catión M+ O2- Anión Fórmula CuO Nombre Stock Óxido de cobre (II) Nombre común Óxido cúprico Cu2+ Al3+ Na+ Mg2+ K+ O2- . Actividad 2.1 Completa en forma individual o colaborativa la siguiente tabla de óxidos. o porque al reaccionar con los ácidos forman sales. El método de Stock y la nomenclatura común.Nomenclatura de química inorgánica 69 Nivel submicroscópico + Se denominan óxidos básicos porque al reaccionar con el agua forman hidróxidos o bases. según corresponda. 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+ pero debe quedar claro que no todas las bases son hidróxidos. es decir. d) Su pH es superior a 7.6 En forma individual o colaborativa. Los hidróxidos o bases son sustancias que en disolución acuosa presentan las siguientes características: a) En solución acuosa muestran reacción básica. dando como resultado sal y agua. Se denominan así por la presencia del ion hidróxido (OH-) unido al ion metálico. escriba la fórmula química de los siguientes hidróxidos. b) Tiñen de azul el papel tornasol rojo. al disociarse liberan iones oxhidrilo (OH-). 2. c) Colorean de rosa fucsia al adicionarles fenolftaleína.Nomenclatura de química inorgánica 73 Actividad 2.5 Papel tornasol rojo y fenolftaleína . Fig. e) Tienen la capacidad de reaccionar vigorosamente con los ácidos. 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. 2 g de óxido de calcio. b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo en los estudiantes. ¿Qué se necesita? 0.2 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 0.7 Compruébalo tú mismo.74 Química cuantitativa I Actividad 2. f) Realiza un reporte de tu actividad. 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. 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. Propósitos a) Realizar la reacción entre un óxido y el agua para formar un hidróxido. Después añade unas gotas de fenolftaleína a la mezcla y observa lo que sucede. 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.6 Tabletas de melox Nomenclatura de sales Las sales son sustancias iónicas que se forman al reaccionar generalmente un ácido con una base. Fig. H2S). para elaborar tortillas.2 Aniones Se2. Cuando la sal proviene de la reacción de un ácido binario (HF. ésta puede ser binaria o ternaria. Fue utilizado para eliminar el CO2 en la cabina de la nave espacial Apolo. ya que al reaccionar con éste. El hidróxido de aluminio Al(OH)3. éstos siempre llevarán la terminación uro. El hidróxido de calcio. HCl. 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. se utiliza como antiácido estomacal.Telururo I- . son sales que se forman de la combinación de un hidrácido (binario o ternario) con una base. utilizada en la construcción para la pega de ladrillos.Selenuro BrTe2.Nomenclatura de química inorgánica 75 Usos o aplicaciones de algunos hidróxidos en la vida cotidiana El hidróxido de litio (LiOH). mezclado con el hidróxido de magnesio son el principio activo del «Melox» utilizado como antiácido y antiflatulento. H3PO4. es un compuesto utilizado en la fabricación de jabón a base de litio. 2. El hidróxido de potasio (KOH) también se utiliza en la manufactura de jabones ligeros. ésta puede ser ternaria o cuaternaria. Al dar nombre a los haluros. El hidróxido de magnesio. Ca(OH)2. para limpiar grasas. laxante y para obtener Mg a partir de él. Tabla 2. HI. También se utiliza en la nixtamalización del maíz. etc. se forma carbonato de litio.). H2SO4. Nomenclatura de sales haloideas Las sales haloideas mejor conocidas como haluros. HBr. Si la sal proviene de un ácido ternario (HCN. HNO3. se utiliza en la construcción para hacer argamasa o mezcla. Estas sales no poseen oxígeno en su composición. Mg(OH)2. produciéndose así una reacción de neutralización. HClO. Existen dos tipos de sales: binarias y ternarias. ________________________________12. ________________________________14. ___________________________________ 13.8 Combina los cationes y aniones respectivos. ___________________________________ 15. _________________________________ 4. 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. ___________________________________ . ________________________________18. ___________________________________ 5. ___________________________________ 7.76 Química cuantitativa I Actividad 2. ___________________________________ 17. 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. ___________________________________ 19. ___________________________________ 3. _________________________________ 6. ___________________________________ 9. _________________________________ 2. _________________________________10. ___________________________________ 11. _________________________________ 8. ________________________________20. __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ 71. 67. ________________________________72. ________________________________26. __________________________________ 55. ________________________________82. __________________________________ 47. 69. __________________________________ 43. ________________________________62. ________________________________64.Nomenclatura de química inorgánica 77 21. ________________________________48. 35. ________________________________34. __________________________________ . 31. ________________________________42. ________________________________38. ________________________________32. __________________________________ 29. ________________________________40. 63. ________________________________66. __________________________________ 25. ________________________________44. ________________________________36. __________________________________ 53. __________________________________ 93. ________________________________46. 39. __________________________________ 49. ________________________________96. ________________________________58. ________________________________60. ________________________________92. __________________________________ 79. 37. __________________________________ 45. ________________________________90. __________________________________ 73. __________________________________ 23. ________________________________84. ________________________________24. 87. ________________________________56. 65. __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ 91. ________________________________54. ___________________________________ 81. __________________________________ 57. ________________________________ 80. 85. ________________________________68. ________________________________76. 83. ________________________________88. 89. 61. __________________________________ 75. ________________________________52. ________________________________74. ________________________________70. ________________________________94. __________________________________ 27. ___________________________________ 51. __________________________________ 77. ________________________________78. ________________________________86. __________________________________ 95. ________________________________22. __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ 41. __________________________________ 59. ________________________________ 50. ________________________________30. ________________________________28. 33. 9 En forma individual o colaborativa. ________________________________98. . __________________________________ Actividad 2. al combinar un oxiácido con un hidróxido o un metal activo. según corresponda. 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. contienen oxígeno y se pueden formar.78 Química cuantitativa I 97. escriba la fórmula o el nombre de cada una de las siguientes sales. HNO3. 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. dobles y básicas. del ácido nítrico. 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. y el ion nitrato (NO3) . . primero se nombra al oxianión o anión poliatómico y enseguida el nombre del metal. consideraremos las siguientes reglas: 1. y el número de oxidación del metal entre paréntesis cuando se utiliza la nomenclatura de Stock. ácidas. Para dar nombre a las oxisales es necesario aprender los nombres y fórmulas de los oxianiones o radicales. Para ello.3 Oxianiones. 2. con la terminación oso e ico si se utiliza la nomenclatura común.Nomenclatura de química inorgánica 79 Las oxisales pueden ser: neutras. el ion nitrito (NO2) se deriva del ácido nitroso. Al dar nombre a las oxisales. HNO2. 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. 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. Así. asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos en la parte inferior de la tabla. _______________________________ 26. _______________________________ 24. 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. ________________________________ 20. __________________________________ 23. ___________________________________ 3. _________________________________ 4. __________________________________ 25. __________________________________ 27. ___________________________________ 19. _______________________________ 30. __________________________________ 29.10 En forma individual o colaborativa. ________________________________16. _______________________________ 28. _______________________________ 22.80 Química cuantitativa I Actividad 2. _________________________________ 2. ________________________________14. __________________________________ . combina los cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada oxisal. ___________________________________ 7. _________________________________ 8. ___________________________________ 5. ________________________________12. ________________________________18. _________________________________10. ___________________________________ 9. ___________________________________ 11. _________________________________ 6. ___________________________________ 21. ___________________________________ 15. ___________________________________ 13. ___________________________________ 17. ___________________________________ . ___________________________________ 13. ___________________________________ 3. ________________________________16. _________________________________ 8. ___________________________________ 5. _________________________________ 2. ________________________________12. 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. ________________________________32. ___________________________________ 17. ________________________________ Actividad 2. combina los cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada oxisal. __________________________________ 35. _________________________________ 4. ___________________________________ 7. ________________________________18. ___________________________________ 9. __________________________________ 33.11 En forma individual o colaborativa. ________________________________34. _________________________________ 6. _________________________________10. ________________________________14.Nomenclatura de química inorgánica 81 31. ___________________________________ 11. asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos en la parte inferior de la tabla. ___________________________________ 15. ___________________________________ 21. __________________________________ 31. 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 . _______________________________ 26. __________________________________ 33. _______________________________ 22. _______________________________ 24. _______________________________ 34. ________________________________ 20. __________________________________ 35. _______________________________ 28.82 Química cuantitativa I 19. __________________________________ 29.12 De manera inividual o colaborativa asigna fórmula química a cada una de las siguientes oxisales. _______________________________ 32. __________________________________ 23. __________________________________ 27. _______________________________ 30. __________________________________ 25. _______________________________ Actividad 2. desinfectante y en la purificación del agua y aire. deodorizante. antitranspirante. Para lavar tejidos infectados (Sal de Epsom). Fórmula CaSO4 Nombre Usos Se usa como yeso en la construcción. Como decolorante.Nomenclatura de química inorgánica 83 Actividad 2. En la fabricación de detergentes y como ablandador de agua. cerillos y en el tratamiento del tabaco. Como desecante. cohetes. utilizando la nomenclatura apropiada. laxantes y analgésicos. Como ablandador de agua. En la fabricación de vidrios especiales para instrumentos ópticos. 7H20 Mg(ClO4)2 Na2CO3 . En la fabricación de fertilizantes. En la fabricación de vidrio y detergentes. En la fabricación de fertilizantes. explosivos. Se emplea como agente oxidante. En el tratamiento de agua. Como mordente en la industria papelera y textil. Es usado en medicina como depresor del sistema nervioso. se usa como tranquilizante en el tratamiento de la esquizofrenia. En la fabricación de telas a prueba de fuego y repelentes al agua. En la fabricación de explosivos y fertilizantes. Como mordente en tintorería.13 De manera individual o colaborativa escriba el nombre de las siguientes oxisales. En la elaboración de gises y enyesado de fracturas óseas. Como agente clarificante de aceites. Se usa en el curtido de pieles. KMnO4 Al2(SO4)3 Li2CO3 KNO3 K2CO3 NaNO3 Na3PO4 MgSO4. Principal constituyente de las conchas marinas. 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. En este tipo de compuestos el hidrógeno se presenta como anión. Como combustible sólido para cohetes. en la refinación de azúcar y como blanqueador doméstico (clorálex). insecticidas y herbicidas. BaSO4 BaCO3 Ba(NO3)2 En la fabricación de cohetes para señales luminosas (verde) Como agente blanqueador: de harina. H -. cáscara de huevo. . caracoles. En la fabricación de cohetes para señales luminosas (rojo). perlas. Como veneno para ratas.84 Fórmula KBrO3 Sr(NO3)2 Nombre Química cuantitativa I Usos Como agente oxidante y como aditivo en alimentos. porque consisten en una red metálica más o menos distorsionada. corales. Los hidruros formados con los metales de transición se conocen como hidruros intersticiales. explosivos. dentro de la cual se encuentran dispersos los átomos de hidrógeno. Se usa como agente oxidante y en la elaboración de explosivos y cerillos. ocupando los huecos disponibles en la estructura del metal. En la fabricación de fertilizantes. Se utiliza como blanqueador y desinfectante. mármol. en la industria textil y papelera. Se utiliza como antiácido en la fabricación de vinos y pastas dentales. y recibe el nombre de hidruro. Como pigmento en la detección de úlceras gastrointestinales a través de radiografías. Es el principal ingrediente del cemento. De los metales de transición. los átomos se difunden y se recombinan para formar H2 sobre la superficie opuesta. el resultado es hidrógeno (H2) absolutamente puro. A una temperatura de 300 a 400 K.. 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.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. es muy difícil contar con un buen contenedor metálico para el hidrógeno. En la síntesis de compuestos farmacéuticos y perfumes..4 Hidruros iónicos Actividad 2. el paladio es el que mayor capacidad tiene para absorber hidrógeno y formar hidruros. el H2 se disocia en hidrógeno atómico sobre la superficie del Pd.Nomenclatura de química inorgánica 85 Debido a esto. ya que éste se mete entre los intersticios metálicos.14 De manera individual o colaborativa escriba el nombre de los siguientes hidruros utilizando la nomenclatura apropiada. Los átomos de H se disuelven en metal y bajo la presión de H2. . Debido a que ninguna otra molécula presenta esta propiedad. LiAlH4 Conozca más. Fórmula LiH Nombre Usos Como agente reductor en síntesis orgánica. porque provienen de ácidos inorgánicos completamente deshidratados. la de Stock y la descriptiva. los oxiácidos conocidos como oxácidos. 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. Ejemplos: B203 CO2 Anhídrido bórico Anhídrido carbónico (más conocido como dióxido de carbono) .3 Nomenclatura de compuestos covalentes Los compuestos covalentes resultan de la unión de elementos no metálicos. entre ellos tenemos a los óxidos ácidos también conocidos como anhídridos. el carbono (C) y el silicio (Si). estas dos últimas de la IUPAC.86 Química cuantitativa I 2. como el boro (B) . Aunque no todos los óxidos ácidos son anhídridos. los hidrácidos y los hidruros covalentes. se utilizará el sufijo oso para el menor y el ico para el mayor número de oxidación. Ejemplos: Nivel simbólico Ácido hipocloroso Nivel submicroscópico + Se les denomina anhídridos. Para dar nombre a los óxidos ácidos se puede utilizar la nomenclatura clásica (común). Nomenclatura común Para los elementos no metálicos (o metaloides) que presentan sólo dos números de oxidación. Ejemplo: Nivel simbólico Anhídrido hipocloroso Nivel submicroscópico + Los anhídridos se caracterizan porque al reaccionar con el agua producen oxiácidos. 14 En forma individual anota la fórmula y nombres comunes de los óxidos ácidos del silicio. IIIA B IVA C Si VA N P As VIA O S Se Te VIIA F Cl Br I . se utilizarán prefijos y sufijos de acuerdo con sus números de oxidación. No. que resultan de combinar los no metales o metaloides con el oxígeno y escribe el nombre común a cada uno de ellos. Para ello utilizaremos la siguiente tabla. de oxidación +1 +3 +5 +7 Tabla 2.Nomenclatura de química inorgánica 87 B2O CO Anhídrido boroso Anhídrido carbonoso (más conocido como monóxido de carbono) Actividad 2. Para ello. Fórmula Nombre Cuando el elemento no metálico presenta más de dos números de oxidación.16 Determina los óxidos ácidos restantes.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. es importante mencionar que el flúor no forma óxidos ácidos. 88 Fórmula Nombre común Química cuantitativa I . Las moléculas As203 y P205 en realidad existen como As406 y P4010.(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. 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.6 Los prefijos griegos describen el número de átomos en la molécula Prefijo griego mono ditritetrapenta hexaheptaoctanona. Tabla 1. 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. .Nomenclatura de química inorgánica 89 Para dar nombre a los óxidos ácidos o anhídridos se puede utilizar la nomenclatura Stock y la descriptiva. la nomenclatura Stock consiste en colocar después del nombre de la función química. etc. la mayoría de las personas conoce el término ácido. En la fabricación de vidrio y abrasivos. El monóxido de carbono producido principalmente por la combustión parcial de gasolina en los automóviles. y el dióxido de nitrógeno. Se usa para colorear el vidrio. . provoca la formación de lluvia ácida y aceleran la oxidación de productos elaborados con hierro. Oxiácidos Sin duda. aceite. que significa agrio. Como agente blanqueador en textiles. es uno de los mayores contaminantes del aire. Como Insecticida y eliminación de roedores. Como agente deshidratante. Como fumigante. son compuestos covalentes ternarios que resultan de la combinación de un óxido ácido con el agua. El dióxido de azufre. cualquiera de los tres tipos de nomenclatura. en la elaboración de bebidas carbonatadas y como extinguidor de fuego. Este término fue utilizado originalmente para referirse al vinagre. Fórmula N20 SO 2 SiO2 TeO2 As4O6 P 4O 10 B2 03 CO CO 2 SeO2 Nombre Usos Se usó como anestésico. Como refrigerante. capaz de provocar la muerte. Existen dos tipos de ácidos inorgánicos: Los hidrácidos y los oxiácidos. Se usa en la fabricación de vidrio resistente al calor (pyrex) y telas incombustibles. se encuentran en el aire contaminado y son de los contaminantes más peligrosos para el ser humano. Como antioxidante en la fabricación de aceites. Como desinfectante y preservativo en la industria alimenticia.17 Escriba el nombre de los siguientes oxidos ácidos utilizando para ello. Como combustible. papel.90 Química cuantitativa I Actividad 2. SO2. Como preservativo de la madera. Los oxiácidos conocidos también por el nombre de oxácidos y oxoácidos. agente reductor y en la síntesis del metanol. La presencia de estos y otros óxidos ácidos en la atmósfera. La palabra ácido proviene del latín acidus. En la fabricación de vidrio. NO2. En la obtención del silicio y sus compuestos. = No. Se pueden clasificar en: monopróticos. seguido del elemento no metálico (o metaloide) y finalmente el oxígeno. para el menor estado de oxidación.Nomenclatura de química inorgánica 91 Usualmente son reconocidos por sus fórmulas químicas (HnXOn). Se les llama oxiácidos porque dentro de su molécula contienen oxígeno. al utilizar la siguiente expresión: 8 . e –ico para el mayor.5 No metales y metaloides Nomenclatura común La IUPAC recomienda. H2CO3 ácido carbónico Cuando un elemento no metálico (o metaloide) presenta dos estados de oxidación. se usa la terminación –oso. Sin embargo. la nomenclatura común sigue teniendo un fuerte arraigo. que sólo llevan un hidrógeno. 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. dependiendo del número de iones H+ disponibles o sustituibles en el ácido. dipróticos o polipróticos. generalmente se puede determinar si se conoce el grupo al que pertenece el elemento no metálico central. VI y VIIA . de hidrógenos del ácido Esto sólo se cumple para los elementos del grupo V. se utilizarán los prefijos hipo o per según corresponda. 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 . este llevará la terminación ico. H3BO2 ácido boroso H3BO3 ácido bórico En caso de que el elemento central presente tres o más estados de oxidación. que ya tienen nombres establecidos. que la permanencia de nombres tradicionales sea limitado sólo a compuestos muy comunes. que generalmente inician con hidrógeno. con excepción de los ácidos del nitrógeno. El número de hidrógenos que posee cada ácido.Número de grupo. Veamos algunas consideraciones: Si un elemento forma solamente un oxiácido. con las fórmulas o nombres comunes de algunos oxiácidos y oxianiones(radicales). según corresponda.92 Química cuantitativa I Actividad 2. 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. al igual que algunas bases como el hidróxido de sodio. como el ácido cítrico. colorantes y además como agente oxidante. El ácido nítrico es un ácido fuerte que se utiliza en la fabricación de fertilizantes. El ácido fosfórico se utiliza en la fabricación de fertilizantes. es añadir lentamente el ácido al agua. fibras sintéticas. NaHCO3. ensaladas o aderezos.Nomenclatura de química inorgánica 93 Aplicaciones de los oxiácidos en la vida diaria El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de fertilizantes. La vitamina C es el ácido ascórbico. Posteriormente si tratas de neutralizar una base fuerte. El ácido cítrico como su nombre lo indica. drogas. 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. ascórbico (vita- mina C). Si de manera accidental cae en tu piel alguna de estas sustancias aplica bastante agua en la zona afectada. este último sobre todo si el accidente ha ocurrido en los ojos. el clorhídrico y el nítrico son muy corrosivos. lacas. pinturas. explosivos. el cual se añade para la preparación de chiles en escabeche. pudiendo salpicar partes de tu cuerpo. El ácido acético diluido se conoce como vinagre. En la vida diaria utilizamos también ácidos orgánicos. se debe emplear un ácido débil como el vinagre o el ácido bórico. con la finalidad de diluir ya sea el ácido o la base. jabones y para acidular los refrescos de cola. 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. destruyen los tejidos. Por ello. detergentes. Mg(OH)2 o el bicarbonato de sodio. así como en la metalurgia. acético y acetilsalicílico. lo que debe hacerse para preparar una disolución ácida. H3BO3. explosivos. sal + agua . para neutralizar la quemadura de un ácido fuerte hay que usar una base débil como la leche de magnesia. naranjas y toronjas. Asimismo. Estos se caracterizan porque al reaccionar con una base o metal dan lugar a las sales haloideas. sin importar si están o no disueltos en agua. La reacción de formación de un hidrácido pertenece a las reacciones de síntesis o combinación directa. Ejemplo: Nomenclatura Tradicionalmente a los hidrácidos se les nombra con la terminación hídrico. por ejemplo. HBr. al disolverse en agua. 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 + . Pero cuando son gaseosos. debido a esa propiedad a estos compuestos se les da el nombre con el sufijo hídrico.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). H . Sin embargo. como HCl. ya que al disolverse en agua forman disoluciones ácidas. Para expresar la fórmula de un ácido binario se acostumbra escribir primero el símbolo del hidrógeno. Por ejemplo. Los ácidos son sustancias que liberan iones hidrógeno. se les nombra con la terminación uro. HCl. existen hidrácidos ternarios. H2S. y a su disolución acuosa se le conoce como ácido clorhídrico. como el ácido cianhídrico o cianuro de hidrógeno. el HCl es un gas que se llama cloruro de hidrógeno. HCN. Se usa con frecuencia la misma fórmula para expresar los compuestos binarios de hidrógeno. seguido del símbolo del segundo elemento no metálico. HCl HCN . según corresponda.Nomenclatura de química inorgánica 95 ¿Sabías qué. Mg(OH)2.. melox. Los ingredientes activos de algunos antiácidos populares.19 Completa la tabla. permitiendo que el ácido ataque el tejido subyacente. Los antiácidos son sencillamente bases simples.. El estómago y todo el conducto digestivo están protegidos del efecto corrosivo de los ácidos por un recubrimiento de mucosa. En algunos casos se desarrollan agujeros en este recubrimiento. Como limpiador de metales en el galvanizado. 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. Es utilizado como gas letal en las cámaras de gases de los Estados Unidos. En la metalurgia. Las úlceras pueden ser causadas.1 M de H+. Mg(OH)2 y Al(OH)3. Estos agujeros se conoce como úlceras. que incluyen el ácido clorhídrico. El tratamiento de estos problemas se enfoca con frecuencia a la neutralización de los ácidos digestivos a través de las sustancias llamadas antiácidos. leche de magnesia. Actividad 2. Está presente en el ácido estomacal (digestivo). Estos ácidos. carbonato o bicarbonato que tienen. tienen una concentración aproximada de 0. con los nombres de algunos hidrácidos importantes. En la fabricación de compuestos de uranio y en el grabado de vidrio. son: el alka-seltzer. Fórmula HF Nombre Usos Como catalizador en la industria petrolera. ya sea por la secreción de ácido en exceso o por la incapacidad del recubrimiento del tubo digestivo para resistir el ataque del ácido. en la refinación de minerales. el estómago secreta un hidrácido fuerte? El estómago secreta ácidos (ácidos digestivos o ácidos estomacales) para ayudar a digerir los alimentos. Su capacidad para neutralizar los ácidos se debe a los iones hidróxido. NaHCO3. H2S). con los nombres de algunos hidruros covalentes moleculares. se dimeriza para formar B2H6. el bismuto y el polonio. BH3. Actividad 2.96 Química cuantitativa I Hidruros covalentes Los hidruros covalentes moleculares se forman por la unión del hidrógeno con los elementos de los grupos 13 al 17.20 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 . el borano. exceptuando al aluminio que forma hidruros poliméricos. investiga aquellos que desconozcas su nombre. CH4. en condiciones adecuadas. El estado físico de los hidruros covalentes moleculares es variable. Sin embargo. C6H6) y generalmente presentan estructuras sencillas. (AlH3)n. la mayoría son compuestos familiares para tí. algunos pueden ser gases (NH3. según corresponda. otros líquidos (H2O. 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 . 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. y se deben formar enlaces químicos nuevos. Fig. se condensa y se precipita en forma de lluvia. movimiento ondulatorio y evaporación. 3. como la caída de un objeto. que son las resultantes de la reacción. la atracción de un metal por un imán. Fig. atracción magnética. o sea los «productos». el movimiento ondulatorio del agua en un estanque al lanzar una piedra en él. lagos). pues no se altera la composición de las sustancias participantes. las cuales alteran su esencia. aunque su estado físico.1 Cambios físicos: caída de un cuerpo. 3. la corrosión (oxidación) de un metal y la fermentación de la leche. Existen también en la naturaleza otros cambios más complicados. en las sustancias producidas. Como ejemplos de estos cambios se tienen: la combustión de un cerillo. o bien los cambios de estado físico que presenta el agua en la naturaleza. que son las sustancias presentes al inicio de la reacción. . Los cambios que se observan en el mundo pueden ser desde el simple cambio de lugar. Los cambios químicos se conocen también como reacciones químicas. los iones y las moléculas. en transformación constante. En estos cambios la identidad de las sustancias se mantiene. mares. pues para que se desarrolle un cambio químico se deben romper los enlaces en las sustancias llamadas «reactivos». la cual al encontrarse en estado líquido (ríos. corrosión y fermentación. aglomerados de átomos o celdas unitarias a nivel submicroscópico o la formación de nuevas sustancias a nivel macroscópico cuando ocurre una reacción química. su tamaño o forma se modifiquen. Los cambios antes mencionados se denominan físicos.2 Cambios químicos: combustión. Este tipo de cambios se denominan cambios químicos.1 Reacciones y ecuaciones químicas Introducción La materia siempre está en continuo devenir. y al constituir una nube en la parte alta de la atmósfera. se evapora con la luz solar. 3. y dan origen a otras sustancias distintas a las iniciales. y son procesos que se llevan a cabo a nivel de los átomos. en los cuales sí se modifica la composición y propiedades de las sustancias que participan. Producción de efervescencia.100 Ruptura y formación de enlaces químicos Química cuantitativa I Reactivos Productos Así. 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 . Al añadirle agua inicia una reacción química. modificaron su identidad y se transformaron en otras sustancias distintas. la cual produce citrato de sodio y bióxido de carbono. se obtienen como productos el bióxido de carbono y el agua. Un cambio de color (vire) Aparición de un sólido insoluble (precipitado) Considérese el caso de un alka-seltzer al agregarlo en agua. Las anteriores manifestaciones macroscópicas son indicadores de que a nivel submicroscópico unas sustancias cambiaron su esencia. en el caso de la combustión del papel. es decir. se pueden aprovechar algunas características macroscópicas. y el oxígeno del aire. tales como: Liberación o absorción de calor. Éste último compuesto como es gaseoso. los reactivos son el papel. además se libera energía luminosa y calorífica. que básicamente es celulosa. se desarrolló una reacción química. La tableta de alka-seltzer contiene bicarbonato de sodio y ácido cítrico. Celulosa + Oxígeno Reactivos Bióxido de carbono Productos + Agua Característic cópicas de una reacción química Para identificar un cambio químico (reacción química). Al quemarse la celulosa (reacción de combustión). Formación de nuevas agrupaciones de átomos o iones. 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. Para indicar la producción del precipitado se usa el símbolo ( ) o (s).3 Sólido blanco insoluble. tanto en los reactivos como en los productos.4) una reacción química consiste en la interacción entre átomos. Reordenamiento de átomos. la formación de nuevas sustancias. A nivel submicroscópico (figura 3. Si se analiza el caso de una reacción química donde participan el ácido clorhídrico (HCl) y el nitrato de plata (AgNO3) como reactivos. Uso de modelos y explicación teórica del mecanismo de la reacción. moléculas o iones. se separan entre sí mediante el signo (+).Reacciones y ecuaciones químicas 101 Nótese como las distintas sustancias participantes en la reacción química. A dicho sólido insoluble se le denomina «precipitado». Asimismo. lo que produce nuevas agrupaciones o reordenamientos y con ello. por eso aparecen sustancias nuevas Nivel macroscópico Indicadores observables de que se efectuó la reacción: Efervescencia. Nivel simbólico Ecuación química: representación simbólica de la reacción mediante fórmulas químicas. que por acción debida a la gravedad tiende a depositarse en el fondo del recipiente donde se desarrolla la reacción. vire. 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. Figura 3. precipitado. al reaccionar entre sí lo hacen de manera instantánea. liberación o absorción de calor Nivel submicroscópico Ruptura y formación de enlaces químicos. moléculas o iones de los reactivos. .4 Los tres niveles de representación. la liberación del gas (CO2) se indica mediante ( ) o (g). 3. En una reacción química se rompen y forman nuevos enlaces. y se afirma que la reacción química se llevó a cabo al observar la aparición de un sólido blanco insoluble (AgCl). líquido y gaseoso. El estado físico de las sustancias se expresa mediante los símbolos: (s). los reactivos se muestran al lado izquierdo de la ecuación. La reacción química existe en el mundo real. Asimismo. La flecha horizontal ( ) separa a reactivos y productos y se lee. se usa el símbolo (ac). Si la sustancia que participa está disuelta en agua. (l) y (g). REALIDAD Interpretación REACCIÓN QUÍMICA Representación MODELO ECUACIÓN QUÍMICA Fig. Cuando en los productos se libera un gas. De esta manera. moho) Pero la reacción anterior también se puede expresar mediante el lenguaje simbólico característico de la química. la aplicación de calor.102 Química cuantitativa I Nivel simbólico Una reacción química se puede describir designando textualmente a los reactivos y los productos. se necesitan condiciones especiales tales como. en la ecuación se indica con una flecha hacia arriba ( ) o el símbolo (g). como en el proceso químico que tiene lugar al oxidarse un trozo de hierro: Hierro + Oxígeno Óxido de hierro (herrumbre.5). el cambio en el que aparecen las nuevas sustancias. o bien se requiere un medio de reacción diferente al agua. como: «produce». Estas condiciones de reacción se indican sobre la flecha: . 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. los cuales indican los estados sólido. y su modelo de representación es la ecuación química. cuando se forma un sólido insoluble se indica con una flecha hacia abajo ( ) o con el símbolo (s). «forma». 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. es decir.5 Representación simbólica La ecuación química es la representación de un proceso real en el que ocurre el cambio químico. En ocasiones para que una reacción química se desarrolle. con diferentes propiedades físicas y químicas a las de los reactivos. «da» u otra expresión similar. que significa «en solución acuosa». 3. el uso de un catalizador para acelerar o para inhibir la velocidad de reacción. después de la flecha. respectivamente. la cual es un modelo de representación simbólica de la reacción química (figura 3. antes de la flecha y los productos se ubican al lado derecho. 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. de izquierda a derecha.2 En forma individual o colaborativa determina la información que proporciona la siguiente ecuación química. Estas reacciones se denominan «irreversibles». y se invierte el sentido de la reacción hacia la formación de reactivos. y en la ecuación química se simbolizan con una flecha horizontal ( ).1 En forma individual completa la siguiente tabla que resume las condiciones de reacción. A estas reacciones se les llama «reversibles» y se simbolizan con una doble flecha ( ). es decir. 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 . éstos interactúan entre sí. Actividad 3. o de los reactivos hacia los productos. También se presenta el caso de reacciones químicas en las que una vez formados los productos.Reacciones y ecuaciones químicas CALOR CCl4 Ni H+ 103 ALCOHOL Muchas reacciones se desarrollan en una sola dirección. Anota tus observaciones y las conclusiones a las que llegaste. mide su masa en una balanza granataria. se descompone en mercurio metálico y oxígeno que se libera.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 vuelve a medir su masa estando seco el clavo o tornillo. anota sus características. producen dos mol de agua» ______________________________________________________________________ b) «El carbonato de calcio por calcinación a 900 0C. registra la masa y colócalo en un frasco con unas gotas de agua. el mercurio reacciona con el oxígeno del aire y produce óxido mercúrico. produce óxido de calcio y anhídrido carbónico» ______________________________________________________________________ c) «Al aplicar calor al óxido mercúrico. Un mes después. fenómenos de la vida cotidiana como la oxidación de los metales.3 Compruébalo tú mismo. 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: . Al poco tiempo se observa que esta reacción es reversible. b) Propiciar el trabajo cooperativo. 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. ______________________________________________________________________ Actividad 3. Propósito a) Que el alumno intente explicar desde los tres niveles de representación de la química. 4 Compruébalo tú mismo. conclusiones y dibujos del experimento. En forma verbal: En forma simbólica: . fenómenos cotidianos como la oxidación de los metales y sea capaz de representar de manera simbolica y mediante ecuaciones dichos cambios. Al término de la reacción. ¿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. 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. Deje caer la tira encendida en una cápsula de porcelana o vidrio de reloj.Reacciones y ecuaciones químicas 105 Actividad 3. mida la masa de la cápsula que contiene la sustancia obtenida. Propósito Que el alumno intente explicar desde el mundo submicroscópico. Anota las observaciones. a los que previamente se midió su masa. determine su masa y con la ayuda de unas pinzas introduzca el magnesio a la flama del mechero. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. 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 . d) Investiga qué sustancias son las responsables de la formación de la espuma y del cambio de color. 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. Realiza un reporte de la actividad. Propósitos a) Que el alumno identifique los diversos factores que se ponen de manifiesto en una reacción química.106 Química cuantitativa I Actividad 3.5 Compruébalo tú mismo. Se adicionan 2 mL de agua oxigenada a la probeta. . Coloca la parte superior del popote en tus labios y sopla suavemente haciendo burbujear la solución durante unos 3 minutos. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. ¿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. f) ¿Cómo lo interpretas? g) Elabora un reporte de tu actividad. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. 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. 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. añade unas gotas de fenolftaleína e introduce un popote en tubo. Actividad 3 Sujeta el tubo que contiene disolución de hidróxido de calcio. y hazlos reaccionar entre sí. 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. ¿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. pero la masa permanece constante. Estos experimentos le llevaron. que las sustancias en una reacción química se transforman. 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. esta ley suele ser conocida como «Ley de la conservación de la masa». esto significa. Los trabajos de Lavoisier marcaron el inicio de la representación simbólica de una reacción química. Lavoisier comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente e indestructible. y Lavoisier la aplicó al mundo de la química.net/concurso2001/410/ciencias. midiendo las masas de las sustancias antes y después de la reacción. la putrefacción de la carne. como la combustión del gas de la estufa. la mayoría de las cuales consistían en someter a calentamiento diversos metales. sobre todo.educared. siempre en recipientes cerrados y con una cantidad determinada de aire. Newton desde la física. «la materia no se crea ni se destruye.htm#lavoisier .2 Tipos de reacciones químicas: balanceo por tanteo y método algebraico Todas las reacciones que se llevan a cabo en nuestra vida cotidiana. 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. 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. algo que se conserva pese a todos los cambios. sólo se transforma».Reacciones y ecuaciones químicas 109 3. sino también a demostrar la conservación de la masa durante el proceso. 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. la fermentación de la leche. cumplen con una ley natural. Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones. Tomado de: http://www. ¿Sabías que…el estudio de las reacciones químicas permitió establecer la ley de la conservación de la masa? Probablemente. pero. había defendido la idea de una masa que permanecía constante a través de todos los movimientos. mediante el uso de la ecuación química. la fermentación del jugo de uva entre otras. no sólo a comprobar que el oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación. en este libro abordaremos los siguientes: a) Método por tanteo. Existen diversos métodos para balancear una ecuación. aproximación o inspección b) Método algebraico c) Método de óxido–reducción Balanceo por el método de tanteo. consiste en tantear. para ello. Recuerda que una vez escrita la ecuación química con las fórmulas correctas. se recomiendan los siguientes pasos: 1. aproximación o inspección El balanceo por tanteo como su nombre lo indica. 2. sea igual en los reactivos y productos. para balancearla. pues esto alteraría la representación de la composición de las sustancias. ajustarla o nivelarla.110 Química cuantitativa I Balanceo de ecuaciones químicas Toda ecuación química debe cumplir con la ley de la conservación de la masa. Elabora una lista de acuerdo al siguiente orden: Reactivos Metal No metal Hidrógeno Oxígeno Na S H O Productos 3. Para efectuar de manera más eficiente el balanceo por tanteo. de tal manera que el número de átomos por cada elemento. en la cual se produce sulfato de sodio y agua. probar. 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. es necesario balancearla. Se cuentan los átomos de cada elemento tanto en reactivos como en productos. Identifica qué elementos están presentes en los reactivos y en los productos. no debes cambiar los subíndices de las fórmulas. Por ejemplo: la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio. Balancear una ecuación química significa determinar qué valor debe tomar cada coeficiente. Reactivos 1 1 3 5 Productos 2 1 2 5 Metal No metal Hidrógeno Oxígeno Na S H O . buscando que éste sea siempre el mínimo de todos los múltiplos posibles. Escribir correctamente las fórmulas en la ecuación. el sodio. se recomienda empezar por los elementos metálicos. Finalmente se ajusta el número de átomos de hidrógeno y oxígeno en ambos lados de la ecuación. en nuestro caso es el azufre. Metal No metal Hidrógeno Oxígeno Reactivos 2 1 4 6 Na S H O Productos 2 1 2 5 5. tal como se indica a continuación. el número de átomos de hidrógeno en los reactivos y productos puede igualarse colocando un coeficiente 2 en la molécula de agua. en nuestro caso. Actividad 3. 2 Como verificación final. a) b) c) d) e) . Si observamos.6 En forma individual o colaborativa balancea por tanteo las siguientes ecuaciones químicas. 6. 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. Para iniciar el balanceo. 2 Al colocar el coeficiente 2 en el NaOH. Se observa que sólo los átomos de hidrógeno y de sodio no están ajustados. El siguiente paso sería igualar el número de átomos del no metal. Para ello. el cual se observa que ya está nivelado. el número de átomos que se tenían en un inicio se modifica. se coloca un coeficiente 2 en el hidróxido de sodio para igualar el número de átomos de sodio en ambos lados de la ecuación.Reacciones y ecuaciones químicas 111 4. En nuestro caso asignaremos valor de 1 a la literal a. eliminación o sustitución. d. Éste deberá ser siempre un número entero pequeño.. pues ambas literales se encuentran en el mayor número de ecuaciones. e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación. 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.etc. consiste en utilizar los conocimientos de álgebra elemental para balancear una ecuación química.. se recomienda desarrollar los siguientes pasos: Ejemplo 1 a) Escriba correctamente la ecuación química. Para balancear una ecuación química por el método algebraico. . b.) a b c d c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica. a = c entonces c = 1 . aunque pudimos haberle asignado valor a la b. en función del número de átomos presentes en reactivos y productos. Si a =1 y según la ecuación 2. b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a. c. En este método se considera a cada una de las sustancias (reactivos y productos) como variables o incógnitas de una ecuación algebraica. en función del número de átomos presentes en reactivos y productos.. c. e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación. a =1 b =1 c =1 d =2 La ecuación química ha quedado balanceada: Ejemplo 2 a) Escriba correctamente la ecuación química. b = 2e . d. eliminación o sustitución. En nuestro caso es la literal b. 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. b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a. tenemos: d = 2(1) + 2(1) = 2 . 2a + 2b = 2d donde al despejar d = 2a + 2b (ecuación 5) 2 Al sustituir los valores de a y b.. Si b = 2 y según la ecuación 2. y le asignaremos el valor de 2 .) a b c d e c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica.etc. d = 2 2 f) Los valores obtenidos para cada literal serán los coeficientes que se coloquen en cada fórmula de la ecuación química. . b. b = c entonces b = 1 En la ecuación 1. entonces e = 1 .Reacciones y ecuaciones químicas 113 Si c = 1 y según la ecuación 4. 5 d = 0.5 x 4 = 2 e=1 x 4=4 La ecuación química ha quedado balanceada: .114 Química cuantitativa I En la ecuación 3: b = 2c + d en ella. por tanto se despeja una de estas literales: d = b .6/4 d = 2 . En nuestro caso es el valor de 4.2(3/4) d = 2 . tenemos: d = 2 . ya que estos serán los coeficientes que se coloquen en cada fórmula de la ecuación química. a = 0. se desconoce el valor de c y d.3 = 4c 3 = 4c c= 3 4 c = 0. 3(2) = 4c + 2 + 1 6 = 4c + 3 6 .1.75 x 4 = 3 d = 0.2c al sustituir los valores de b y c . a = 4 a = 0.5 f) Los valores obtenidos para cada literal deben ser números enteros.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.75 x 4 = 3 b=2 x 4=8 c = 0. deberás multiplicarlos por su mínimo común múltiplo para obtener números enteros. Si los valores obtenidos son números fraccionarios.75 En la ecuación 5: d = b .75 3 En la ecuación 1: a = c por tanto. 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. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) .Reacciones y ecuaciones químicas 115 Actividad 3. ¿Qué ocurre con la cantidad de masa. en una reacción química? a) Aumenta b) Disminuye c) Permanece constante .116 Química cuantitativa I Tipos de reacciones químicas Actividad 3. se forma una disolución azucarada. b) No se forman nuevas sustancias.... 2. En forma individual o colaborativa contesta las siguientes preguntas. c) Siempre hay un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores. a) Un cambio físico b) Un cambio químico c) Ambos cambios 4. a) Siempre se desprende energía. 3. ¿cómo clasificarías este cambio? a) Un cambio físico b) Un cambio químico c) Ambos cambios 5. Si disolvemos azúcar en agua... c) Las sustancias sólo cambian de estado físico.. se dice que en ella se experimentó . Si una sustancia pierde masa. a) Se forman nuevas sustancias.8 Explorando las ideas sobre enlace químico. aumenta o disminuye su volumen y cambia de color al calentarla. b) Siempre se requiere de energía para que se lleve a cabo. En una reacción química . 1. En una reacción química . Reacciones de síntesis o combinación directa c. Cloruro de cobalto (II). Reacciones endotérmicas y exotérmicas b.. Conozca más . Con un sensor de temperatura. Reacciones de desplazamiento o sustitución simple e. Cloruro de cobalto (II). En caso de aplicar algún tipo de energía se debe indicar en la parte superior de la flecha horizontal.9°C.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. El tubo de ensayo contiene 4 g de cloruro de cobalto (II). Las reacciones endotérmicas necesitan de la aplicación de alguna forma de energía para que se efectúen (calorífica..Reacciones y ecuaciones químicas 117 Para facilitar la comprensión y explicación de los cambios o transformaciones químicas. de color violeta. Esto nos lleva a clasificarlas como reacciones endotérmicas y exotérmicas según corresponda. 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. Se desprende gas y el color cambia de color violeta a azul. . 7 minutos después de añadir cloruro de tionilo. las reacciones se han clasificado para su estudio en: a. eléctrica o luminosa). Al tubo de ensayo se le adicionan 20 mL de cloruro de tionilo. En nuestro caso registra una temperatura de 21. antes de añadir cloruro de tionilo. En 7 minutos la temperatura disminuye hasta 5.9 °C. algunas veces liberando y en otras absorbiendo energía. Reacciones de doble desplazamiento o sustitución doble f. se mide la temperatura inicial en el tubo de ensayo. Reacciones de descomposición o de análisis d. .uni-siegen. mientras que el agua se desprende en forma de vapor. A esta cantidad de energía que se aplica al inicio.. El cloruro de cobalto (II). las reacciones exotérmicas. Tomado y adaptado de http://www. se sugiere escribirlo al lado derecho de la ecuación. el desorden del sistema se incrementa. Por ejemplo: Algunas reacciones exotérmicas.com/ portalc/ShowArticle. con la palabra calor o con el símbolo ÄH0. la reacción ocurre espontáneamente dada la gran cantidad de productos generadores de gases y por tanto. luz. la reacciones con cloruro de tionilo deben ser realizadas en una campana para gases. La reacción es endotérmica. El azúcar se convierte en un residuo negro de carbón. Azúcar H2SO4 Se colocan 20 gramos de azúcar en un vaso de precipitado de 250 ML.). La entalpía de reacción o ÄH0 es positivo.html En cambio. reacciona con el cloruro de tionilo y produce ácido clorhídrico y dióxido de azufre.118 Química cuantitativa I Color violeta Color azul El agua de hidratación del cloruro de cobalto (II). Conozca más . El cambio de color de azul a violeta indica que el poder desecante de la sílica gel se ha agotado y por tanto... Precauciones de seguridad: Dado que se produce cloruro de hidrógeno. etc.sobre reacciones exotérmicas: Reacción de deshidratación del azúcar por el ácido sulfúrico. al efectuarse van acompañadas de la liberación de gran cantidad de energía en forma de calor y en ocasiones en forma de luz.ebrisa. esta reacción debe ser efectuada en una campana para gases o al aire libre. Se le adicionan 10 mL de ácido sulfúrico concentrado. es decir.do? source=S&id=497418 . es utilizado en el llamado “gel azul” (sílica gel azul).de/. se le denomina energía de activación. toma lugar al absorber energía calorífica del ambiente (la temperatura disminuye). flama. El calor generado en este tipo de reacción es un producto y por tanto./spanish/v41-2. Sin embargo. Los posibles residuos pueden ser desechados de manera segura al añadir hielo. ya sea. debe ser renovado. Tomado y adaptado de www2. no se llevan a cabo por sí solas a temperatura ordinaria. por lo que se requiere aplicar una cantidad de energía para iniciar la reacción (en forma de chispa. Precauciones de seguridad: Dado que se desprenden vapores de ácido sulfurico. 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.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.Reacciones y ecuaciones químicas 119 Reacciones de síntesis o combinación directa A este tipo de reacción también se le conoce como de adición. hidróxidos. Ejemplos: Sal haloidea Óxido básico Hidróxido Hidrácido Oxiácido Hidruro metálico Hidruro no metálico Óxido ácido Óxisal Actividad 3. a) b) . sales haloideas e hidruros. porque en ella los átomos se reagrupan para formar un sólo producto. ácidos. Tipo de reacción en la que dos o más sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un sólo producto. con propiedades diferentes. metano.8 °C de aquí a 2100. cloro e hidrocarburos no quemados. El objetivo principal es disminuir el cambio climático de origen antropogénico. así como lesiones pulmonares y de las vías respiratorias. 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. por pequeña que ésta sea.4 y 5. monumentos. en la ciudad de Kioto a ejecutar un conjunto de medidas para reducir los gases de efecto invernadero. óxidos de nitrógeno y azufre. se prevee que la temperatura media de la superficie del planeta aumente entre 1. Según las cifras de la ONU. En la salud humana pueden ocasionar cáncer.. . todo esto debido al aumento en la emisión de gases contaminantes por la quema de combustibles fósiles. ¿Pero. En diciembre de 1997. todos somos responsables? Todos tenemos una cuota de responsabilidad. daños cerebrales y trastornos del sistema nervioso. 130 países industrializados se comprometieron bajo el auspicio de la ONU. ha provocado el calentamiento global del planeta (efecto invernadero). Pero además. sólidas o líquidas)en cantidades diferentes a las presentes de manera natural. malformaciones congénitas.120 c) Química cuantitativa I d) e) f) g) h) i) j) Conozca más.. a pesar que los inviernos son más fríos y violentos. como el dióxido y monóxido de carbono (CO2 y CO). Esto se conoce como calentamiento global. estatuas y otras estructuras. Los contaminantes producen efectos perjudiciales sobre la flora y la fauna. La contaminación del aire es un problema ambiental que ha provocado daños en la capa de ozono y el deterioro de edificios. en industrias.6. se forman pequeñas cantidades de ácido carbónico. lo cual considera que perjudicaría gravemente la economía estadounidense. El acuerdo entró en vigor el 16 de febrero de 2005.. ¿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 . en autos. Estos óxidos al reaccionar con el vapor de agua de la atmósfera. pero Estados Unidos.Reacciones y ecuaciones químicas 121 El compromiso es el de reducir en un 5. en la industria metalúrgica y quema de combustibles. se niega a ratificar este acuerdo. Sin embargo. Una de las razones. El CO2 se produce en incendios. . forman el ácido sulfúrico y el ácido nítrico. etc. y ésta tiene un pH de 5. Los óxidos de azufre se emiten de manera natural en volcanes. uno de los mayores productores de CO2 en el mundo. Los óxidos de nitrógeno se forman de manera natural en descargas eléctricas y en la combustión de gasolinas. en los últimos años se han detectado lluvias más ácidas de lo normal. 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). es decir con pH menores de 5.2% las emisiones contaminantes entre 2008 y 2012. Esto se debe a la emisión de dióxido de carbono y óxidos de azufre y nitrógeno.un producto de reacciones de síntesis El agua de lluvia es ligeramente ácida por naturaleza.. dado que al estar en contacto con el dióxido de carbono de la atmósfera. se descompone o se separa en sus componentes en dos o más sustancias distintas. destruir). ríos y mares. La palabra análisis proviene del latín (ana= de abajo hacia arriba y lisis= romper. por que en el análisis químico para estudiar la composición química de un material o muestra se necesita descomponer el todo en sus partes.122 Efectos de la lluvia ácida Química cuantitativa I La lluvia ácida es perjudicial para la flora y la fauna. Dificulta el desarrollo de vida acuática en lagos. Provoca daños materiales por su carácter corrosivo a las construcciones y las infraestructuras.). luminosa. pero principalmente a monumentos y edificaciones construidas con mármol o caliza. ¿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. desmembrar. etc. Este tipo de reacción se presenta cuando una sola sustancia por aplicación de alguna forma de energia (calorífica. provocando deforestación e infertilidad en la corteza terrestre. eléctrica. . Afecta directamente a la vegetación. Las reacciones de descomposición son opuestas a las reacciones de combinación. existen óxidos que se descomponen en óxidos de menor número de oxidación. Ejemplos . A este tipo de reacción pertenece la descomposición de óxidos metálicos. oxisales haloideas y otros compuestos oxigenados como el agua y el agua oxigenada.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. 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. porque se requiere tener una comprensión de cada reacción específica. En general los óxidos metálicos al descomponerse liberan oxígeno molecular. Algunas oxisales como carbonatos y bicarbonatos se descomponen liberando CO2. Los cloratos y nitratos se descomponen por acción del calor en otros compuestos más el oxígeno molecular. sin embargo. 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-. 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. indica el orden o la tendencia a reducir espontáneamente a los iones de cualquier otro metal ubicado por debajo de su posición. En el laboratorio podrás comprobar experiementalmente tus hipótesis y establecer un orden de reactividad en metales y no metales. pero un vistazo de nuevo a la tabla periódica te permitirá predecir que elemento puede ser capaz de desplazar a otro. 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. 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. serie electromotriz o serie electroquímica. Los metales que están más arriba en la serie electromotriz. A ese orden se le conoce como serie de actividad. F2 > Cl2 > Br2 > I2 F O Cl Br I S P Se N B C Si . Las diferencias de reactividad están relacionadas con la tendencia a ceder o perder electrones para formar cationes. se oxidan con más facilidad que los metales que aparecen más abajo en la misma serie. b) ¿Puede el mercurio reaccionar con el ácido nítrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción. f) ¿Qué podría esperar que ocurriese cuando el bromo. 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. . 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. 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. un líquido rojo. e) ¿Puede el cloro desplazar al flúor en una disolución que contenga iones fluoruro.11 En forma individual o colaborativa constesta las siguientes preguntas utilizando la serie de actividad de metales y no metales. F-? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) .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.Reacciones y ecuaciones químicas 129 Actividad 3. dos compuestos reaccionan entre sí. ¿Sabías qué. fosfatos (PO43 -) y sulfuros. Todos los carbonatos (CO32 -). excepto los compuestos con metales alcalinos (grupo I A) y del ion amonio (NH4+).130 Química cuantitativa I Reacciones de sustitución doble A este tipo de reacciones también se les conoce como de doble desplazamiento o metátesis. con excepción de aquellos que contienen Ag+ . (S2 -) son insolubles.. etc. 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.. Hg 2+ y Pb2+. bromuros (Br-) y yoduros (I-) son solubles en agua. reacción entre dos sales. El sulfato de calcio (CaSO4) y el sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. para producir dos compuestos distintos a los iniciales. una oxisal y un ácido. 2. 6. 5. son las siguientes:reacciones de neutralización (ácido y base). 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. como se observa en la siguiente tabla: Tabla 3. las excepciones son los hidróxidos de los metales alcalinos y el hidróxido de bario: Ba(OH)2 . sulfato de mercurio (II) (HgSO4) y el sulfato de plomo (PbSO4)son insolubles. Para predecir si se formará un precipitado es necesario considerar algunos datos sobre la solubilidad de los compuestos iónicos en agua a 25oC. 3. clorato (ClO3-) y perclorato (ClO4-) son solubles en agua. Los sulfatos de bario (BaSO4). Todos los compuestos de amonio (NH4+) son solubles en agua. La mayoría de los hidróxidos (OH-) son insolubles en agua. atrayéndose por diferencia de carga entre ellas. Las partículas que participan pueden ser iones monoatómicos o poliatómicos (radicales). La mayoría de los sulfatos (SO42 -) son solubles en agua. La mayoría de los compuestos que contienen cloruros (Cl-). Las reacciones que caen dentro de este tipo. Todos los compuestos que contienen nitrato (NO3-). la formación de un precipitado insoluble. producción de algún gas o bién. Todos los compuestos de los metales alcalinos (grupo I A) son solubles en el agua. Estas reacciones se caracterizan porque. a) Reacción de neutralización (ácido y base) . 7. 4. una sal y una base.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) . b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo.132 e) Química cuantitativa I f) g) h) i) j) Actividad 3.14 Compruébalo tú mismo. ¿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 . Propósitos a) Realizar diferentes reacciones químicas e identificar el tipo de reacción al que corresponde cada una de ellas. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. Zinc Azufre . 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. mezclar con la ayuda de un agitador.se calienta la mezcla sin agitar. Coloca la cápsula sobre la malla de alambre con asbesto. g) Elabora un reporte de tu actividad.5 g de zinc en polvo y 0.Reacciones y ecuaciones químicas 133 ¿Cómo lo vamos a hacer? Actividad 1 Identifica las propiedades físicas del zinc y el azufre. lo cual se manifiesta mediante la formación de un polvo gris.5 g de azufre en polvo. Propiedades físicas del azufre Propiedades físicas del zinc En una cápsula de porcelana agregar 0. hasta que termine la reacción química. añade de 2 a 3 granallas de zinc. e) Elabora un reporte de tu actividad. b) ¿Cómo interpretas los cambios desde los tres niveles de representación? c) ¿Qué sustancias se formaron? d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.134 Actividad 2 Identifica las propiedades físicas del óxido de mercurio (II). a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. coloca una astilla de madera con un punto de ignición en la boca del tubo. y con la ayuda de unas pinzas para tubo de ensayo procede a calentar el tubo durante un tiempo de 5 a 10 minutos. Actividad 3 En un matraz Erlenmeyer que contiene ácido clorhídrico concentrado. Propiedades físicas del óxido de mercurio (II) Química cuantitativa I Coloca en un tubo de ensayo 0. .5 g de óxido de mercurio (II). Transcurridos los primeros 5 minutos. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. Deja reposar. Actividad 4 En un tubo de ensayo combina 2 mL de la disolución de carbonato de sodio con 2 mL de hidróxido de bario.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. c) ¿Qué sustancias se formaron? d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde. g) Elabora un reporte de tu actividad. e) Elabora el reporte de la actividad. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. f) Identifica a qué tipo de reacción corresponde. . b) Describe los cambios efectuados a nivel submicroscópico en la reacción anterior y represéntalos de manera simbólica. 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. los cuáles se efectúan en las células. el cocinar.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. agua. ¿Sabías qué. se está adicionando cada año. los suelos y los océanos. En un proceso inverso(reducción). Fotosíntesis Energía solar Respiración ¿Sabías qué.. El resto. lo que ocasiona un aumento en la concentración del bióxido de carbono. el uso de agentes blanqueadores por mencionar algunos. 1 x 1010 toneladas.5 x 1010 toneladas de bióxido de carbono a la atmósfera cada año? De esa cantidad cerca de 1.. las plantas del mar y de la tierra producen 1. En cambio en la corrosión de los metales. el por qué del calentamiento global del planeta. y energía luminosa y calorífica. Sin embargo. se da un proceso de oxidación.. En la extracción de un metal a partir de sus minerales. De tal forma. Reducción: Oxidación: En la combustión completa del gas butano se da un proceso oxidativo. . esta misma cantidad de oxígeno es utilizada en el proceso de respiración por los animales. En la respiración de los seres vivos se llevan a cabo procesos de oxidación.las actividades humanas añaden 2. que el oxígeno atmosférico se mantiene en equilibrio. utilizan la energía solar para producir carbohidratos a partir de CO2 y agua. a razón de una parte por millón al año.5 x 1010 toneladas son fijadas por las plantas. bacterias y plantas. se lleva a cabo un proceso de reducción. la respiración.3 x 1011 toneladas de oxígeno cada año aproximadamente. donde se obtiene la energía necesaria para realizar el metabolismo. la combustión. las plantas verdes durante la fotosíntesis.136 Química cuantitativa I 3.. Lo anterior explica. en el cual el combustible se transforma en dióxido de carbono. reducción. si aumenta su número de oxidación en una reacción. se dice que se reduce. Las definiciones de oxidación y reducción. que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se refiere. 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. Actualmente los conceptos de oxidación y reducción se asocian con la pérdida y ganancia de electrones. son las reacciones con el cloro. y a la reducción como un proceso donde se daba la ganancia de hidrógeno. en términos de pérdida y ganancia de electrones. El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un número entero. Para un compuesto covalente. Si el número de oxidación de un elemento disminuye. donde no puede existir uno sin el otro. los químicos introdujeron el concepto de número de oxidación. en términos de cambio en el número de oxidación. el bromo y otros no metales activos. si los electrones fueran transferidos completamente. Para compuestos iónicos. 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. Sin embargo. Sin embargo. el número de oxidación corresponde a la carga del ion. no se aplican a la formación de compuestos covalentes. se aplican a la formación de compuestos iónicos. respectivamente. es conveniente relacionar estos conceptos. Se dice que un elemento se oxida.Reacciones y ecuaciones químicas 137 Conceptos de oxidación. . Para eliminar este tipo de indefiniciones. los químicos se dieron cuenta que existían procesos donde a pesar de no participar el oxígeno se presentaba la oxidación. Puesto que la reducción y la oxidación son procesos químicos opuestos y simultáneos. Por tanto. al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula (o compuesto iónico). Esto llevó a conceptualizar a la oxidación como la pérdida de hidrógeno. Un ejemplo de ello. positivo o negativo. las reacciones redox se pueden definir en forma más general. estas definiciones en términos de transferencia de electrones. se utiliza la recta redox. causa la oxidación de la otra y se denomina agente oxidante. nos ubicamos en el estado de oxidación inicial del elemento. se cuentan los espacios numéricos que existen entre los dos estados de oxidación del elemento oxidado o reducido. puesto que ésta causa la reducción de la otra. y la reducción como una disminución en el número de oxidación o ganancia de electrones.138 Química cuantitativa I En resumen. 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. De igual modo. podemos decir que la oxidación puede definirse ya sea como un aumento en el número de oxidación o como una pérdida de electrones. y al desplazarnos hacia su nuevo estado de oxidación. En una reacción de oxidación-reducción. la sustancia que se reduce. 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 . la sustancia que se oxida se denomina agente reductor. Para utilizar la recta redox. El número de oxidación de cualquier elemento libre o en su forma molecular. El número de oxidación del oxígeno. Los elementos que presentan un sólo número de oxidación cuando se combinan son: los metales alcalinos. el zinc y el cadmio del grupo IIB (12). Al0. excepto en los peróxidos donde es -1. 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 . así: Li+ es +1 Ba2+ es +2 Al3+ es +3 Ca2+ es +2 3. Fe0. O20. I20. N20. grupo IIA (2). +1 -1 +1 -1 +2 -1 HCl NaH CaH2 5. que tienen un número de oxidación +1. +1 -2 +1 -1 +2 -1 H2O Na2O2 OF2 4. es siempre cero. podemos utilizar el siguiente ejercicio mnemotécnico: Invierno Brumoso y Clima Frío. Ocasiona Nacimiento de Hongos. excepto en los hidruros metálicos donde participa con -1. I2 Br2 Cl2 F2 O2 N2 H2 2. qué elementos existen en la naturaleza en forma diatómica. Si estas reglas no cubren a todos los elementos. El hidrógeno en la mayoría de sus compuestos presenta número de oxidación +1.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. es -2. grupo IA (1) y la plata del grupo IB (11). Na0. es igual a su carga. Cl20. y el aluminio del grupo IIIA (13) que utiliza número de oxidación +3. 1. F20. en la mayoría de los compuestos. se recomienda utilizar los conocimientos sobre tabla periódica. los metales alcalinotérreos. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico. que presentan número de oxidación +2. Br20. para determinar el número de oxidación del elemento desconocido. y en la combinación con el flúor. H20 Para tener presente. P40. es +2. S80. Números de oxidación de algunos elementos de transición Cr +2.+4 As+1.+5. presentan número de oxidación -2.+5.+3 Mn+2.+4.+6.+3 Ni+2. +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.+2 Pt+2. la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que lo integran debe ser cero.+6 Fe+2. En un ion poliatómico.-3 O-2 Si+2.+7 Co+2.+5.+3 Cu+1.+4.+4 Hg+1.+4 N+1.-1 I +1.+5. . +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. debe ser igual a la carga neta del ion.+3. En un compuesto.+3 Zn+2 Ag+1 Los estados de oxidación más estables se indican con color azul.+5.+3.+3.-1 El número de oxidación máximo que puede tener un elemento representativo es el número de su grupo en la tabla periódica. CO32+4 -2 NO31+5 -2 (CO3)2(+4) + 3 (-2) = -2 (NO3)1(+5) + 3 (-2) = -1 8.+4 Cd+2 Au+1.140 Química cuantitativa I 6.+7. Los elementos del grupo VIIA (17).-1 Br+1.+3.+5.+4. la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos integrantes.-2 Sn+2.-3 Pb+2.+6.+5.+7. Asimismo los elementos no metálicos del grupo VIA (16) al combinarse con los metales y el hidrógeno.+3.+3.+4 F-1 Cl+1. denominados halógenos presentan un número de oxidación de -1 cuando se unen a los metales y al hidrógeno.+7.+3.+4 P+1.-3 S+2.+2 Pd+2.+3. 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 3.16 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. es trazando una flecha que una a los elementos que se oxidan y se reducen desde los reactivos hasta los productos. 3 1 3 * El coeficiente 1 no se escribe. Se anota en la parte superior del símbolo de cada elemento en cada fórmula. 3 La ecuación química ha quedado balanceada. 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. a) Se escribe la ecuación de la reacción. es necesario seguir ciertas reglas. b) Se asigna el número de oxidación a cada elemento que interviene en la reacción. 3 .142 Química cuantitativa I Balanceo de ecuaciones por el método de reducción-oxidación (redox) Ejemplo 1 Para balancear ecuaciones por este método. indicando encima de la flecha el aumento o disminución del número de oxidación. Una forma de expresar esto. 1x1=1 3x1=3 f) Los números resultantes se cruzan entre sí y se escriben como coeficientes. 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. 0 +3 -1 +1 -1 0 c) Se determina qué elementos experimentaron cambio en su número de oxidación. en el miembro de la ecuación que contenga el mayor número de átomos. Reacciones y ecuaciones químicas 143 Ejemplo 2 Balancear por redox la siguiente ecuación a) Sobre cada elemento. 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. se anota su número de oxidación. +2 -2 -3 +1 0 0 +1 -2 . se anota su número de oxidación. en los reactivos. f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. +1 +5 -2 0 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2 b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción. Ejemplo 3 Balancear por redox la siguiente ecuación a) Sobre cada elemento. Como el coeficiente es 1 no se escribe. 1x1=1 1x1=1 e) Se cruzan dichos números entre sí y se anotan como coeficientes. 1 1 d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente. 2 La ecuación química ha quedado balanceada. colapso de construcciones. 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. 1 3 f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. se reducen a 1 y 3. .. ya que se calcula que en pocos segundos 5 toneladas de acero en el mundo se convierten en herrumbre.. se oxida a hierro (II). en los productos. En nuestro caso el hierro. Fe0. 2 3 d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente. ¿Sabías qué . El coeficiente 1. 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. pues en ellos se encuentra el mayor número de átomos. al perder electrones. fuego. entre muchas otras. 3 2 3 3 3 La ecuación química ha quedado balanceada. una de las muchas consecuencias indirectas que conllevarían a graves efectos económicos y sociales. La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones. y por tanto aumenta su estado de oxidación. 2x1=2 3x2=6 *Como ambos números (2 y 6) son múltiplos de 2. e) Se cruzan entre sí los valores encontrados y se anotan como coeficientes. no se escribe. La corrosión puede causar accidentes. fuga de productos tóxicos. En general la corrosión tiene un costo mundial no menor al 2% del producto interno bruto. Ésta es precisamente. explosión.144 b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción. Representa además un costo económico importante. Fe2+. 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) . 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. Propósitos a) Realizar reacciones de óxido reducción. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. se dan a continuación: balancéalas por el método de redox.148 Química cuantitativa I Actividad 3. . Luego añade 3 gotas de disolución saturada de yoduro de potasio al tubo 1. Añade 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado y 3 gotas de disolución saturada de permanganato de potasio al tubo 2. Al tubo 3 sólo se le agregan 3 gotas de disolución saturada de permanganato de potasio. c) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. b) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.18 Compruébalo tú mismo. d) Las ecuaciones químicas que describen cada uno de estos procesos. plantear sus ecuaciones químicas y balancearlas por el método de «redox». ¿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? . 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. Cálculos estequiométricos Para realizar cálculos estequiométricos en una ecuación química. En la vida diaria abundan situaciones que pueden resolverse mediante una estrategia similar a la utilizada en la resolución de problemas estequiométricos. La ley de la conservación de la masa es una de las leyes cuantitativas fundamentales en el desarrollo de la estequiometría. Los problemas teóricos que se plantean buscarán estar vinculados a la aplicación en la vida cotidiana. se realizan las operaciones y se obtiene el resultado. e) Siempre analiza tu resultado y pregúntate si éste es razonable o no. 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.4. es por eso que en la industria química o las relacionadas con ella.150 Química cuantitativa I 3. buscando con ello que el alumno valore el papel preponderante que tiene la química en la economía. d) Se establecen las relaciones estequiométricas. se pueden seguir los siguientes pasos: a) Se lee con atención la situación problemática para identificar qué sustancias participan. es importante conocer qué cantidad de reactivos son necesarios para poder obtener una determinada cantidad de producto. . Los químicos tienen en los cálculos estequiométricos una herramienta básica. 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. c) Se identifican los datos que proporciona el problema y el dato que deberá obtenerse. Estequiometría de reacciones químicas Introducción El tema de estequiometría de reacciones tiene como propósito introducir al alumno en el conocimiento. b) Se escribe correctamente la ecuación química de la reacción involucrada y se balancea. Reacciones y ecuaciones químicas 151 Recuerda que la cantidad de reactivos y productos en una reacción puede expresarse en masa.55g 1 mol de O2 = 32 g c) Anota los datos. Sin embargo. Ejemplo: El oxigeno se puede obtener mediante la reacción de descomposición del clorato de potasio por acción del calor.925 g de O2 . veamos algunos de ellas: a) Considera la siguiente ecuación balanceada: b) Determina las masas molares de las sustancias involucradas.1 g de KClO3 X = 12. 2(122. ¿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. encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la proporción. 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. volumen o cantidad de sustancia. o viceversa.55g) 33 g 3(32 g) X X= 33 g de KClO3 x 96 g O2 245. para hacer cálculos en una ecuación química es más conveniente utilizar cantidad de sustancia. que resulta la más adecuada para los cálculos estequiométricos. cuya unidad es el mol. nos permiten conocer el número de mol de productos que se obtienen a partir de cierta cantidad de mol de reactivos. 1 mol de KClO3 = 122. Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear una ecuación. Existen varios métodos para resolver este tipo de problemas. Otra forma de resolver es la utilización de razones unitarias 33 g de KClO3 x 1 mol de KClO3 122.152 Química cuantitativa I 2.19 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas .0 g de propano? d) El amoníaco es un fertilizante que se obtiene haciendo reaccionar H2 y N2 gaseosos a alta temperatura y presión.0 g de carbono en la reacción de formación de dióxido de carbono. a) Calcula la masa de oxígeno que reacciona con 10.5 g de KClO3? c) El propano C3H8 es un combustible común que se emplea como fuente de calor en el hogar. ¿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? . b) El KClO3 se usa para fabricar cerillos y fuegos artificiales. ¿Cuántos gramos de O2 se pueden preparar a partir de 4. En el laboratorio al calentarlo se obtiene oxígeno.55 g KClO3 X=12.93 g de O2 x 3 mol de O2 x 32 g de O2 1 mol de O2 2 moles KClO3 Actividad 3. ¿Qué masa de O2 se consume en la combustión de 1. 0 g de C? i) El cloro que se utiliza en los sistemas de potabilización del agua. se obtiene industrialmente por la disociación electrolítica del agua de mar. se prepara calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas: ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar si se hacen reaccionar 15. 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 10.0 g de SiO2 y 20. NaN3. y dióxido de carbono.0 g de glucosa? g) Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente el compuesto de azida de sodio. 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. que se utiliza comercialmente como abrasivo. C2H5OH.0 g de nitrógeno gaseoso? h) El carburo de silicio. C6H12O6. en los elementos que la componen según la reacción: ¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para obtener 20. Esta dura sustancia. se conoce por el nombre común de carborundum. SiC.Reacciones y ecuaciones químicas 153 f) La fermentación de la glucosa. produce alcohol etílico. 55 g) de KClO3 X = 0. Ahome. que han generado muertes o quemaduras graves a personas de algunas comunidades. Su mal manejo ha provocado accidentes ambientales. Su uso como fertilizante ha multiplicado el rendimiento agrícola por hectárea. con el lamentable resultado de 39 muertos. 2 (122..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.55g 1 mol de O2 = 32 g c) Anota los datos. El caso más reciente se tuvo en noviembre de 2005. Existen riesgos en el manejo y traslado de este gas a los campos agrícolas. provocó la fuga de este gas. 1 mol de KClO3 = 122. Sinaloa. son muchos los beneficios que genera este producto químico en la producción de alimentos. tan importante hoy en día debido al déficit alimentario mundial. 4 heridos y varios intoxicados. ya que se transporta en nodrizas. Sin embargo.4039 mol de O2 ¿Sabías que.55 g) 33 g 3 mol X mol X= 33 g de KClO3 x 3 mol de O2 2 (122.. 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. encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la proporción. al chocar una pipa que transportaba amoníaco con un camión de pasajeros cerca de la caseta de peaje de San Miguel Zapotitlán. . se utiliza como adsorbente para purificar productos químicos. ¿cuántas mol de O2 se utilizaron? d) Si se neutralizan 250 gramos de ácido sulfúrico con suficiente hidróxido de sodio. ¿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. ¿cuántos mol de óxido de sodio se necesitan para producir 500 g de sosa caústica? Según la ecuación: . como disolvente y en bebidas embriagantes. si la combustión del alcohol produce 55. desinfectante.Reacciones y ecuaciones químicas 155 Actividad 3. A partir de 80 g de O2. se producen? b) El alcohol etílico es un compuesto orgánico muy utilizado como antiséptico.20 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas. ¿cuántos mol de óxido de aluminio. a) El óxido de aluminio es conocido también como alúmina.0 g de vapor de agua. Al2O3 . ¿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. ¿Cuánto gramos de sulfato de aluminio se obtendrán si se hacen reaccionar 3 mol de ácido sulfúrico? . Hierve a 26 0 C. aguacate). se emplea en el tratamiento de aguas y en el curtido de pieles. reacciona en forma violenta con el agua para producir hidrógeno gaseoso. sumamente venenoso. es un líquido incoloro. HCN. ¿Cuántos gramos de amoníaco se necesitan para obtener 20 mol de HCN? Según la ecuación: g) El ácido sulfhídrico (H2S) es un gas incoloro.156 Química cuantitativa I f) El cianuro de hidrógeno puro. Se le conoce comúnmente como gas de alcantarilla. con un ligero olor a huesos de frutas (durazno. ¿Cuántos gramos de potasio se necesita para obtener 10 mol de hidrógeno molecular? Según la ecuación: i) El sulfato de aluminio. venenoso.H2 e hidróxido de potasio. La gente puede detectar su olor a niveles muy bajos. almendra. volátil. KOH. Se puede obtener de la reacción entre el amoníaco y el monóxido de carbono. flamable. Al2(SO4)3. con un olor característico a huevos podridos. ¿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. encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y se establece la proporción. se anotan los datos.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. Por tanto. o que se producen a partir de un cierto número de mol de otra sustancia. que reacciona con otra. 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. 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. 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 . incoloro y muy fácilmente flamable. un compuesto de gran valor como fertilizante. que se utiliza para blanquear la pasta de madera antes de producir el papel. según la ecuación: ¿Cuántos mol de disulfuro de carbono son necesarios para obtener 15 mol de dióxido de azufre? d) El sulfato de calcio. Recientemente el yeso se empieza a utilizar en desastres ambientales para eliminar metales pesados. mejor conocido como yeso.5 mol de carbonato de calcio y suficiente ácido sulfúrico? Según la ecuación: . El dicromato de potasio se puede obtener de la reacción del cromato de potasio con el ácido sulfúrico. es un líquido volátil. El disulfuro de carbono arde con el oxígeno atmosférico. ¿Cuántos mol de sulfato de calcio se obtendrán a partir de 12.158 Química cuantitativa I Actividad 3. que en contacto con sustancias orgánicas puede provocar incendios. pues su composición química. rica en azufre y calcio. a) El peróxido de sodio es un fuerte agente oxidante. ¿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). Es un oxidante fuerte.21 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas. ¿cuántos mol de oxígeno se producen? Según la ecuación: b) El dicromato de potasio es un sólido de color naranja intenso. se utiliza en la agricultura como mejorador de suelos. Si se hacen reaccionar 5 mol de peróxido de sodio con suficiente agua. hacen de él. forma cloruro de magnesio. bióxido de carbono y agua. Según la ¿Cuántos mol de hidróxido de calcio se utilizarán para obtener 10. (NH4)2SO4.5 mol de hidróxido de sodio? .Reacciones y ecuaciones químicas 159 e) El carbonato de magnesio es utilizado por gimnastas. NaOH. conocido como sosa cáustica. levantadores de pesas y escaladores para agarrar mejor los objetos o adherirse a la roca. se puede obtener en el laboratorio al hacer reaccionar carbonato de sodio e hidróxido de calcio. 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. ¿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. es un compuesto utilizado en agricultura como fertilizante. Se obtiene de la reacción entre el amoníaco y el ácido sulfúrico. para enriquecer el suelo y favorecer el crecimiento vegetal. ..160 Química cuantitativa I Cálculos de reactivo limitante y reactivo en exceso En los cálculos estequiométricos realizados con anterioridad como masa-masa. masa-mol y mol-mol. b) ¿Qué partes limitan la fabricación de las 2600 bicicletas? Las ruedas. esto significa que los reactivos reaccionan totalmente o se consumen por completo. por tanto. Sin embargo. A este reactivo se le conoce como reactivo limitante. c) ¿Qué partes se encuentran en exceso? Los marcos y los manubrios. analicemos la siguiente analogía: Un fabricante de bicicletas dispone de 2600 manubrios. ¿cuántas bicicletas puede fabricar con estas partes? + + 2R + C + M R2CM Se tiene que para cada bicicleta se necesita 1 manubrio. porque se necesitan 5200 ruedas y sólo se tienen 4250. El fabricante cuenta además con 4250 ruedas. Si se cuenta con 2820 cuadros de bicicleta y sólo se necesitan 2600. y se dispone de 2600 manubrios. Utilizando los datos proporcionados. 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. Para entender la función del reactivo limitante. Actividad 2. ya que la cantidad máxima de producto que se puede formar depende de la cantidad de reactivo o reactivos limitantes. con las cuales tiene la posibilidad de construir 2125 bicicletas. Es este reactivo el que debe ser tomado en cuenta al calcular el rendimiento teórico. entonces se tiene un exceso de 220 cuadros. a) ¿Se pueden fabricar 2600 bicicletas? No.». hemos utilizado expresiones como « reaccionan completamente». existe la posibilidad de fabricar 2600 bicicletas. en ocasiones la formación de un producto se detiene cuando uno de los reactivos se agota o limita la reacción.. «se hacen reaccionar con suficiente .2 En forma individual o colaborativa determina que ingrediente es el reactivo limitante. 2820 cuadros y 4250 ruedas. en la siguiente analogía. 5 mol de aluminio c) Se determina la cantidad de sustancia de producto a partir de la cantidad inicial de reactivo 5. Para nuestro caso: 8 mol de cloro y 5.5 mol de aluminio para formar cloruro de aluminio? a) Se escribe la ecuación balanceada.Reacciones y ecuaciones químicas 161 ¿Cuántos postres se podrán preparar a partir de: 2.5 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. cuando se exprese en masa.33 mol de AlCl3 .5 mol de AlCl3 X= 8 mol de Cl2 x 2 mol de AlCl3 3 mol de Cl2 X = 5.5 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. Actividad 3. c) ¿Cuánto cloruro de aluminio se forma? 5. FeCr2O4.5 g de fósforo con 50. la secreción normal de la leche materna. reacciona completamente. el desarrollo de los dientes. ¿Qué pasará si se hacen reaccionar 8. Cr2O3. a) ¿Quién es el reactivo limitante? Es el cloro.33 mol de AlCl3. La etapa final del proceso consiste en calentar en presencia de aluminio.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. a) El fósforo es un elemento que está presente en todas las células y fluidos del organismo. ¿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? .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. la reacción es instantánea y libera calor. el óxido de cromo (III).166 mol de Al. d) ¿Cuánto aluminio queda sin reaccionar? 0. e) ¿Cuánto cloro queda sin reaccionar? Nada. Al agregar un trozo de fósforo a bromo líquido. su presencia en el cuerpo se estima en los 650 mg.23 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos y determina el reactivo limitante. mediante un proceso de reducción. b) ¿Qué sustancia se encuentra en exceso? El aluminio. la formación de los tejidos musculares y el metabolismo celular. Interviene en la formación y el mantenimiento de los huesos. son muchos los factores que intervienen.44 g 15 g 25 g Xg c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de bicarbonato. expresada como porcentaje. en fín son muy diversas las causas por las cuales el rendimiento de una reacción no es la más óptima.43 g de NaCl .0 g 36. ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción? a) La ecuación debe estar balanceada. Cuando una reacción química se lleva a cabo. El cual nos indica la relación entre la producción real y el rendimiento teórico.44 g de NaCl 84. Para determinar la eficiencia de una reacción se determina el porcentaje de rendimiento.Reacciones y ecuaciones químicas 163 Porcentaje de rendimiento La estequiometría nos permite calcular solamente el rendimiento teórico de un producto. Esto puede deberse a las impurezas de los reactivos. ¿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. Rendimiento real x 100 % de rendimiento = Rendimiento teórico Por ejemplo Al reaccionar 15 gramos de bicarbonato de sodio con 25 gramos de ácido clorhídrico. 84. X= 15 g de NaHCO3 x 58.458 g 58. y generalmente la cantidad de producto que se obtiene en forma real es menor que la que se calcula teóricamente.0 g de NaHCO3 X = 10. a la forma de manipular los reactivos. b) Se determinan las masas de las sustancias involucradas. El rendimiento real de cualquier proceso debe de ser determinado experimentalmente. 24 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos para determinar el reactivo limitante.458 g de HCl X = 40.0 g de metanol y 15. El reactivo limitante es el bicarbonato. y el porcentaje de rendimiento de la reacción. ya que se obtiene menor cantidad de producto. 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. El reactivo que produzca menor cantidad de producto será el reactivo limitante.43 g de NaCl x 100 % de rendimiento = % de rendimiento = 76.164 Química cuantitativa I c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de ácido clorhídrico. X= 25 g de HCl x 58.44 g de NaCl 36.70% Actividad 3.Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante. ¿cuál será el porcentaje de rendimiento de la reacción.0 g de monóxido de carbono. e) Finalmente se determina el porcentaje de rendimiento Rendimiento real x 100 % de rendimiento = Rendimiento teórico 8 g de NaCl x 100 10. si se obtuvieron experimentalmente 24 g de ácido acético? .073 g de NaCl d) Se compara la cantidad de producto que se obtiene para cada reactivo. en presencia del aire. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción. ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción? . cristalino. así como en papel.Reacciones y ecuaciones químicas 165 b) El ácido benzoico es un polvo blanco. tanto como ácido o en su forma de sales de sodio. Al hacer reaccionar 85 g de tolueno con KMnO4. ¿Si experimentalmente se obtuvieron 45g de bromuro de fósforo. que se emplea como conservador de alimentos. de potasio o de calcio. El ácido benzoico se obtiene de la oxidación del tolueno en presencia de permanganato de potasio en medio ácido. productos textiles y alimentarios.23. ¿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. Sólo debe utilizarse para conservar alimentos con un pH ácido. Si el óxido de titanio (IV) es calentado en una atmósfera de hidrógeno. se obtuvieron 95 g de ácido benzoico. cosméticos. ya que proporciona a los productos finales una brillante blancura. opacidad y protección. tintas de impresión. se determinó el reactivo limitante de la reacción entre el fósforo y el bromo. Se utiliza principalmente en la producción de pinturas y plásticos. si se calientan 25 g de TiO2 y sólo se obtienen 15 g de TiO? d) En el inciso a) de la actividad 3. este se puede reducir a óxido de titanio(II). NH3. NH3. la cual establece: «Cuando se miden a la misma temperatura y presión. presentan siempre una relación de números enteros pequeños».2 L) de gas H2 reaccionan con 1 mol (22. N2. podríamos decir que 3 moles (67. Pero para llegar a esta conclusión. para H2. 1.4 L) de gas nitrógeno. . Ejemplo Considérese la síntesis de amoniaco a partir de hidrógeno molecular y nitrógeno molecular. 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.. La relación de volúmenes de hidrógeno y nitrógeno moleculares.8 L) de gas amoniaco. 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. para formar 2 moles (44. Suponiendo que todos ellos continúan siendo gases en esas condiciones normales. N2. a partir de una ecuación química debemos tener en cuenta que las relaciones volumen-volumen son las mismas que las relaciones mol-mol.166 Química cuantitativa I Cálculos estequiométricos de reacciones donde participan gases Al realizar los cálculos de masa-volumen o volumen-volumen. las relaciones de los volúmenes de gases que reaccionan. respectivamente. Observe que en todos los casos. la relación entre los volúmenes continúa siendo la misma 3:1:2. estudió las relaciones volumétricas de gases reaccionantes? Sus resultados están enunciados en la ley de los volúmenes de gases reaccionantes. Relación de volúmenes de gases en una reacción química.. a principios del siglo XIX Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) en Francia. 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. ¿Sabías qué . en el siglo XIX debieron realizarse varios experimentos con sistemas gaseosos. atm.4 L) 319. un mol de cualquier gas contiene un volumen de 22.4 L (volumen molar).039 L de CO2 . el óxido de hierro (III) se reduce a hierro metálico tratándolo con coque. ¿Qué volumen de dióxido de carbono se producirá en condiciones normales si reaccionan 100 g de óxido de hierro (III) ? 319. En condiciones normales.4 g X= X= 21.atm. y se sujeta a la ley general de los gases ideales. de acuerdo a la siguiente reacción.4L Cálculos masa-volumen Ejemplo a) Durante la fabricación del acero.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.mol-1 T= 273 K Al despejar el volumen: V= V= nRT P (1 mol) ( 0.4 g 100 g 3 (22.08206 L. convencionalmente se consideran como condiciones normales aquellas en las que los gases se aproximan al comportamiento ideal.4 L) X 100 g de Fe2O3 x 3(22. Un gas se aleja de este comportamiento al modificarse las condiciones de presión y temperatura.08206 L. que son una temperatura de 00C (273 K) y presión de 1 atm (760 mm de Hg). mol-1) (273 K) 1 atm V= 22. PV=nRT Donde: P= 1 atm n= 1 mol R= Constante de proporcionalidad=0.K-1.K-1. 4 L) X 25 L de C3H8 x 3 (22.4L) 22.4L) 22. 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 25.4 L 4(22.4 L 25 L 3(22.0 L de propano (C3H8) para formar bióxido de carbono y agua?.4 L) X X= X= 75 L de CO2 X= 25 L de C3H8 x 4 (22.4 L X= 100 L de CO2 . se puede calcular el número de mol presentes de la sustancia.atm.mol-1 Fórmula PV=nRT De donde V= nRT/P 2 mol de NH3 X mol de NH3 V= 24.5 litros medidos a 27°C.atm.K-1.49 mol de N2 1mol de N2 12. Esta reacción se lleva a cabo a temperaturas de 7000C y presiones de 1000 atm. Considerando estas condiciones si se hace reaccionar 350 g de nitrógeno en un exceso de hidrógeno.atm. Datos n = 0. si se conoce la presión.98 mol x 0.K-1.35 mol de cloro. el volumen y la temperatura a la que se encuentra una muestra de gas.08206 L. Por ejemplo.mol-1 Fórmula PV=nRT De donde P= nRT/V P= 0.35 mol de Cl2 V = 1.atm.5 L T = 27 0C + 273= 300 K P=? R= 0.K-1.99 L de NH3 .08206 L. Ejemplo a) Calcular la presión ejercida por 0. PV=nRT nos permite realizar cálculos estequiométricos para reacciones donde participan sustancias gaseosas. que consiste en la reacción directa del nitrógeno e hidrógeno gaseoso.08206 L.5 L P = 5.K-1.Reacciones y ecuaciones químicas 169 Cálculos relacionados con la ley general de los gases La ecuación general de los gases.49 mol de N2 Datos n = 24. ¿qué volumen de amoníaco se formará? * Se convierten los 350 gramos de nitrógeno a mol= 12.35 mol x 0.744 atm b) El amoníaco se produce exclusivamente por el proceso de Haber-Bosch.98 mol de NH3 V=? T = 700 0C + 273= 973 K P=1000 atm R= 0. que se encuentran en un recipiente de 1.mol-1 x 300 K 1.08206 L.mol-1 x 973 K 1000 atm V = 1. ¿qué volumen de nitrógeno se produce? c) ¿Cuántos gramos de aluminio deben reaccionar con ácido sulfúrico para producir 4. se calientan 45 g de azufre en presencia de oxígeno.25 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos en reacciones donde participan gases.170 Química cuantitativa I Actividad 3. ¿Qué volumen de dióxido de azufre se producirá? b) Si se descomponen 80 g de azida de sodio.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. NaN3. a 25 0C y una presión de 800 mm de Hg. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones. 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.26 Compruébalo tú mismo. luego coloca uno de los frascos y una de las tabletas de alka-seltzer sobre la balanza y determina su masa (M1).Reacciones y ecuaciones químicas 171 Actividad 3. b) Propiciar el espíritu de investigación y el trabajo colaborativo. Cuando hayas terminado la reacción. utilizando sustancias y materiales económicos y de uso cotidiano. 9 Balanza granataria Sustancias 2 tabletas de alka-seltzer Agua destilada. 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? . ¿Cómo lo vamos a hacer? Agrega con cuidado 100 mL de agua a cada uno de los frascos. ¿Qué se necesita? Materiales 2 frascos de vidrio de 250 mL (jugos del valle) 1 globo de látex No. vuelve a medir la masa del frasco con el agua y la tableta disuelta (M2). posteriormente agrega la tableta de alka-seltzer al agua que contiene el frasco. 172 c) ¿Se efectuó algún cambio químico? Cómo lo interpretas: Macroscópicamente Química cuantitativa I Submicroscópicamente A nivel simbólico* * Para plantear la ecuación química. Determina su masa (M3). Inserta el globo en la abertura del frasco (boca) que contiene los 100 mL de agua. y que no caiga el alkaseltzer en el agua. necesitas investigar la composición del alka-seltzer. Pulveriza e introduce la tableta de alka-selzer restante en el globo de látex. deja caer el alka-seltzer en el agua. 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? . con la ayuda de un embudo. Cuando haya terminado la reacción vuelve a pesar (M4). teniendo cuidado de que esté bien ajustado el globo al frasco. Posteriormente. Reacciones y ecuaciones químicas 173 Actividad 3. Se deja enfriar y se determina la masa de la cápsula con el residuo.27 Compruébalo tú mismo. Propósitos a) Determinar el porcentaje de rendimiento de una reacción química aplicando las relaciones estequiométricas adecuadas. aproximadamente. c) Promover el trabajo colaborativo. En la cápsula tarada se agregan 5 g de 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. b) Determinar experimentalmente la cantidad de carbonato de sodio que se obtiene en la reacción de descomposición del bicarbonato de sodio. (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? . Coloca el recipiente que contiene el bicarbonato de sodio sobre la malla de alambre con asbesto y se procede a calentar durante 10 minutos. g) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción? .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. 23 f) Fe(ClO)2 g) Li3BO3 h) BaSO3 = 158.076 g/mol b) 60.8 = 197.55 = 56.5 Los resultados pueden diferir por diversos factores: variabilidad de la muestra.01 = 86.1 Son preguntas de evaluación diagnóstica.0865 uma Actividad 1. lectura del observador.Respuestas a los ejercicios 175 Respuestas de los ejercicios de la unidad I Actividad 1.9 g) H3BO3 h) H2SO3 i) HClO3 j) I2O5 k) As2O3 l) Br2O7 = 61.026 = 46.8 b) Ca3(PO4)2 = 310.6 a) 98.01 = 44.096 = 63.633 = 217.31 m) NaOH n) Na2O o) Mg(OH)2 = 39. Sin embargo.21 d) Mg(NO2)2 = 116.14 g/mol Actividad 1.2 Respuesta: 28.4 a) NaNO3 = 85.994 = 62.3 a) HNO3 b) H3PO4 c) H2CO3 d) NO2 e) CO2 f) Cl2O Actividad 1.062 g/mol c) 286. El valor que nosotros obtuvimos para el semillagadro fue de 9. los valores obtenidos para el semillagadro deben ser muy cercanos entre sí.98 = 58.0 i) KClO3 j) CaO k) Ca(OH)2 = 122.018 = 97.18 c) K2CO3 = 138. Actividad 1. tipo de balanza.998 = 61.458 = 333. Actividad 1.11 g/mol d) 342.326 Actividad 1.086 = 84.33 e) Al2(SiO3)3 = 282.36 l) MgO = 40.834 = 82.7 a) 39.4g de Au .75 = 79.84 = 271.08 = 74. 32 g de Hg(CNO)2 c) 157. 95.8 a) 0.034 g de CH3CH2OH 4. 33.0 g de CO2 6. 0.52 mol de H2 5.5911 mol de Mg f) 1. 270.1252 mol de Fe2O3 3.499 mol de C6H12O6 Actividad 1.868 x 1024 iones sodio f) 5.014 x 1022 átomos de carbono g) 2.231 g de Aspirina 5.682. 0.6713 x 1021moléculas de H20 23 23 22 .176 b) 142.459 g de Zn f) 1. 23.29 mol de Freón -12 c) 5.165 x 1022 átomos de mercurio i) 1.458 x 10 moléculas de ácido fosfórico e) 2.604 mol de CH3CH2OH 4.325 g de Cu 2.257 x 10 átomos de Ti c) 2. 135.0006 mol de KI e) 3.8125 mol de O2 6.9 a) 2. 2.1015 mol de Au 2. 29.172 x 1023 moléculas de agua h) 8.951 mol de NaHCO3 d) 0.0485 x 10 moléculas de propano d) 2.117 g de C6H12O6 3.189 x 1024 moléculas de N2O b) 1.163 g de Mg(OH)2 Actividad 1.1247 mol de ion Ca 2+ Química cuantitativa I b) 1.54 g de HNO3 d) 1. 0.616 g de C18H32O2 e) 27. 59. 2. 271 x 10-22 g de Au b) 2. O= 3 H= 9.6 L de N2O d) 22. S= 6.04 mol de C2H4 f) 1. B= 1.14 La respuesta es variable .989 x 10-22g de aspirina c) 0. O= 24 K= 1.11 a) 349.32 mol de C2H2 e) 10.67 g de butano e) 16. O= 3 Fe= 4.89 g de vitamina «C» Actividad 1.57g de XeF6 g) 7.Respuestas a los ejercicios 177 Actividad 1. N= 4.16 mol de Xe Actividad 1.14 g de glucosa f) 142. P= 3. O= 4 Actividad 1.637 g de H2 e) 491.1031 g de alcohol d) 34.10 a) 3.13 Fe= 2.428 g de O3 Actividad 1.12 a) 172. C= 3.183 g de CO2 f) 321.618 L de SO2 b) 63. O= 12 H= 1. Cl= 1.210 L de F2 d) 45.48 L de He b) 336 L de CH4 c) 537.187 L de Cl2 c) 44. O= 9 Pb= 1. Cl= 1. O= 12 Na= 3. 48%.17 g 6. c) 1. N= 22.16 a) CH2O b) NO2 c) C17H21O4N d) CaSO4 e) K2Cr2O7 f) C2H3 g) AO Actividad 1.4 g de oxígeno g) Na= 8.01%.63% f) 0.55%. H= 8. B= 17.79 x 1016 moléculas de THC 8.89%.70%. c) 7.9 g. b) 47. C= 4.74%.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. Cl= 1. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen 1.15 a) Ley de las proporciones definidas b) Na= 1 g. O= 77. a) mol 4. 3618 toneladas de Fe .31% e) H= 4.96 x 10-8 mol b) 4.65% de N. O= 78.54 g c) H= 1.60%.23%. 5. nitrato de amonio= 35% de N.17% Química cuantitativa I d) H= 3. Crucigrama II. d) 4 g de H2. P= 31. 7. O= 76. 2.41 3.14% de N y amoníaco= 82. O= 65.20% h) Urea=46. H2O= 68.24% de N Actividad 1.60%.178 Actividad 1. a) 7. guanidina= 71. a) Cuando combinamos un mol de H2 con un mol de N2 se forman 2/3 de mol de amoníaco.09%. Fórmula empírica= fórmula molecular= C6H10S2O 14.6831 x 1019 átomos de hidrógeno 10. se consideró pertinente no agregar los resultados.Respuestas a los ejercicios 179 III.2 kg 2. Na2C2O4 13.52 mol de agua b) 1. b) 7. b) Todos los compuestos son distintos 4. a) 2414. d) CH2 y C4H8 3.3978 x 10-6 mol c) 3. fórmula empírica y real 1. líquido y gas + (s) c) (l) (g) (ac) .1 d) líquido. d) C = A2B. a) SOCl2 5. 20. d) 8.3 g b) 3. Respuestas de los ejercicios de la unidad III Actividad 3. D = A2B3 6. U3O8 12. 2.2 a) Peróxido de hidrógeno o agua oxigenada b) Agua y oxígeno c) 2. Composición porcentual.66% * Para los ejercicios de la unidad II.1 a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) Actividad 3. a) 294. C2H3Cl 9.454 x 1027 moléculas de agua 11. c) 0. 4. 3. 2 b) 1.6 a) 2. 3 f) 8. 2. 6. 2 e) 3. 2.3 Se resuelve experimentalmente Actividad 3. 8.4 Se resuelve experimentalmente Actividad 3. 1. 3. 2 b) 2. 3 c) 1. 1. 2 c) 5. 3. 1. 2. 7 Actividad 3. 1. 2 f) 1. 1. 6 Actividad 3. 5. 4. 3. 1. 1.5 Se resuelve experimentalmente Actividad 3.8 Son preguntas de evaluación diagnóstica. 1. 6 j) 2. 6. 2. 1 d) 3. 1. 1 g) 1. 1. 3. 1. 2 g) 10. 1 i) 2. 5. 4 h) 4. 7. 3. 2. 4. 1. 1. 1.7 Química cuantitativa I a) 2. 2. 3 h) 1. 5 d) 4. Actividad 3. 1. 3 e) 2. 1. 5 i) 3. 2. 3. 1. 3. 3.9 a) Ácido bromoso b) Yoduro de bario c) Nitrógeno y litio d) Óxido de sodio y agua e) Hidróxido cúprico f) Ácido yodhídrico . 1.180 e) Bióxido de manganeso como catalizador f) Reacción irreversible Actividad 3. 3. 3. 2. 10. 2. 2. 3 j) 1. 1. 1 f) 2. 1 c) 1. 4. 3 . 1 Actividad 3. 2. 1 i) 1. 3. 3 c) 1. 1. 1 j) 2. 2. 2. 2 i) 1. 1 e) 1. 1. 3. 2. 1. 1. 1. h) 2. 3. 1.11 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. 3 f) No hay reacción g) 2.12 a) No hay reacción b) 1. 2. 4.10 a) 2. 3 h) 1. 1 d) No hay reacción e) 2. 1. 2. 2 g) 2.Respuestas a los ejercicios 181 g) Ácido carbónico h) Óxido de magnesio i) Dióxido de azufre j) Hidruro de sodio Actividad 3. 1. 2. 1. 1 j) 1. 1. 2. 1. 2. 3. 2 d) 2. 4. 3 b) 2. 1 f) 1. -2.6 b) 1. -2 f) +1. -2 g) +2. +1.1 e) 1.3.15 a) +1.2.13 a) 2.1.1 g) 1. -2 e) +1. -2 c) +2.1. -2. +5. b) Se oxida el zinc y se reduce el hidrógeno.-2 i) +5.1.1. +6. El agente oxidante es el nitrógeno y el agente reductor es el hidrógeno.2 c) 1.1. -2 k) +5.16 a) Se oxida el aluminio y se reduce el hidrógeno.1 i) 1. c) Se oxida el hidrógeno y se reduce el nitrógeno. -2 d) +5. -2 Actividad 3. El agente oxidante es el hidrógeno y el agente reductor es el aluminio. +7.+5.1.2.14 Se resuelve experimentalmente Química cuantitativa I Actividad 3.1 h) 1. El agente oxidante es el hidrógeno y el agente reductor es el zinc.2. l) +4.1. -2 b) +1.1.2. h) +1.2. .1 d) 2.3 Actividad 3.1.1. -2.3 j) 1. +4. j) +3.2.1.3.1.182 Actividad 3. 3. 8 h) 2.76 g de O2 c) 3.19 a) 26. 5 Actividad 3.67 g de coke . 3.18 Se resuelve experimentalmente Actividad 3. 3. 2. 2. 2 k) 3. 14. 1. 4. 4. 7. 1. 12. 5. 2. 4. 1 b) 4. 10.17 a) 2. 3. 6. 4. 2 l) 2.114 g de alcohol etílico g) 30. 4 m) 1. 2. 2. 1. 1. 1.64 g de O2 b) 1. 2. 5. 3 n) 2. 2 g) 10. 4 e) 4.976 g de amoníaco e) 7. 2 c) 4.993 g de O2 f) 5.6286 g de O2 d) 337. 2. 20. 6. 1. 10. 1.032 g de carburo de silicio i) 659. 3. 2 j) 4. 1. 16. 4. 2 f) 1. 3. 8.Respuestas a los ejercicios 183 Actividad 3. 1. 10 i) 2.41 g de cloruro de sodio j) 161. 3. 8.9398 g de azida de sodio h) 10. 1. 1. 4. 2 d) 8. 1. 5 mol de cloruro de magnesio f) 10 mol de amoníaco g) 5.25 mol de óxido de sodio f) 340.5 mol de disulfuro de carbono d) 12.014 g Br: reacciona completamente Reactivo en exceso: el fósforo .14 g de sulfato de aluminio Química cuantitativa I Actividad 3.05 mol de oxígeno d) 2.66 mol de óxido de aluminio b) 4.21 a) 2.34 mol de bióxido de carbono c) 3.5 mol de oxígeno b) 7 mol de ácido sulfúrico c) 7.40 mol de sulfuro de sodio h) 782 g de potasio i) 342.686 g P =2.22 Resp: 8 helados.549 mol de sulfato de sodio e) 6. el reactivo limitante es el jarabe de chocolate.184 Actividad 3. Actividad 3.68 g de amoníaco g) 4.5 mol de sulfato de calcio e) 2.25 mol de hidróxido de calcio Actividad 3.23 a) Reactivo limitante: el bromo PBr3 = 56.20 a) 1. 24 a) 74.629% de rendimiento b) 84.44 L de SO2 b) 42.32% de rendimiento c) 75.26 Se resuelve experimentalmente Actividad 3.Respuestas a los ejercicios 185 b) Reactivo limitante: Cr2O3 Cr = 171.879 L de N2 c) 3.25 g Cr2O3: reacciona completamente Reactivo en exceso: el aluminio Actividad 3.27 Se resuelve experimentalmente .38% de rendimiento Actividad 3.613 g de Al d) 25 L de H2 y 25 L de Cl2 Actividad 3.25 a) 31.037% de rendimiento d) 79.05 g Al = 36. 186 Química cuantitativa I . México.. G. J. Johnstone. García. (1994). CECSA. México. Pinto. W. E. (2004). G. Nueva Imagen S. Garritz. (2000). 2da edición. edición. H. J. W.V. Introducción a la Química.O (1997) Química Analítica. 64 (227).. Bursten. (1999). de C. R.: Addison-Wesley Iberoamericana. L. LeMay. y Seese. Chamizo. The Chemical Educator. Sharpe.I. L. pp.. 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Industrial Bravo.000 ejemplares. se terminó de imprimir en el mes de septiembre de 2008. Tel. Col. 7-12-29-50. México. Culiacán.Respuestas a los ejercicios 189 Química Cuantitativa I. Río Usumacinta 821.