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TABLOIDE. QUÍMICA. SOC II PARA CSIJ-FOC.
Autores:
M. Sc. Roberto Rodríguez Travieso.
Lic. Alina Álvarez Álvarez
Lic. Salvador Suárez Díaz.
Lic. Odalys Orta Rodríguez
Lic. Esperanza Badino Masdeu.
UNIDAD I. Los óxidos II
1.1-Obtención de óxidos. Reacciones de oxidación-reducción.
La mayoría de los metales y no metales reaccionan directamente con el dioxígeno
obteniéndose el óxido correspondiente.
Ejemplo
2Ca (s) + O2 (g) = 2 CaO (s) ∆H<0
En la reacción química representada, debido a la diferencia de electronegatividad entre el
oxígeno y el calcio, ocurre una transferencia de electrones de los átomos de calcio hacia los
de oxígeno, formándose los iones correspondientes.
.
.
Ca ·
+
+2 -2
:O:
=
CaO
·
Cede
gana
electrones electrones
Esta transferencia de electrones se evidencia al analizar las variaciones de los números al
analizar las variaciones de los elementos químicos.
*Los óxidos de los elementos químicos de los grupos IA y VIIA, excepto el litio, no pueden
obtenerse por reacción directa con el dioxígeno.
+2 -2
0
2 Ca (s)
+
O20
(g)
=
2 CaO(s)
-Cede electrones - gana electrones
-Aumenta el nú- -disminuye el número
mero de oxidación
de oxidación
Otro ejemplo:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (l)
∆H< 0
En esta reacción la diferencia de electronegatividad entre los átomos de oxígeno e
hidrógeno es más pequeña y se forma un enlace covalente polar produciéndose una perdida
y ganancia aparente de electrones.
H·
·
+
··
: O:
H·
=
··
H
: O:
H
··
Los electrones son más atraídos por los átomos de oxígeno (ganancia
aparente de
electrones) y menos atraídos por los átomos de hidrógeno (pérdida aparente de electrones).
Este desplazamiento electrónico se evidencia en el análisis de la variación de los números
de oxidación.
0
0
+1 -2
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (l)
Se llama oxidación a la pérdida real o aparente de electrones que provoca un aumento en el
número de oxidación.
Se llama reducción a la ganancia real o aparente de electrones que provoca una
disminución en el número de oxidación.
La oxidación y la reducción son procesos contrarios, que ocurren simultáneamente y están
indisolublemente unidos.
Se denominan reacciones de oxidación- reducción o redox a las que ocurren con pérdida y
ganancia real o aparente de electrones, que provoca una variación en los números de
oxidación.
Se llama agente reductor a la sustancia reaccionante que pierde electrones real o
aparentemente, se oxida y provoca que otra sustancia reaccionante se reduzca.
Se llama agente oxidante a la sustancia reaccionante que gana electrones real o
aparentemente, se reduce y provoca que otra sustancia reaccionante se oxide.
Ejercicios.
1.1- Confeccione un resumen con los conceptos siguientes:
Reducción
Oxidación
Reacción de oxidación-reducción
Agente oxidante
Agente reductor
1.2- Argumente la unidad indisoluble de la oxidación y la reducción.
1.3- El óxido de magnesio puede obtenerse por la reacción directa del magnesio con el
dioxígeno.
a) Escriba la ecuación química que representa la reacción descrita.
b) ¿Qué propiedades redox poseen las sustancias reaccionantes?
c) ¿Qué información cualitativa puede obtenerse de esta ecuación química?
1.4- Las sustancias simples cobre, aluminio y silicio forman los óxidos correspondientes al
reaccionar directamente con el dioxígeno.
a) Escriba las ecuaciones químicas que representan las reacciones referidas anteriormente.
b) Nombre los óxidos obtenidos.
c) Determine el número de oxidación de cada elemento químico en las sustancias
reaccionantes y en los óxidos.
d) Identifique las propiedades redox que poseen las sustancias reaccionantes en cada
reacción representada.
1.2- Los óxidos y el medio ambiente. Aplicaciones de los óxidos.
En el mundo entero así como en nuestro país la protección del medio ambiente es muy
importante para la vida. Existen muchas sustancias que contaminan nuestro planeta y entre
ellas encontramos algunos óxidos como por ejemplo:
•
E l dióxido de carbono, CO2, que cuando está en exceso en la atmósfera de nuestro
planeta es un peligro potencial pues cuando la luz ultravioleta y la visible pasan a través
de la atmósfera , son absorbidas por la superficie terrestre y después emitidas en parte
como radiaciones infrarrojas; son absorbidas por el CO2 aumentando la temperatura en
lugar de permitir que se irradie al espacio, actuando como el cristal de un invernadero
que puede elevar la temperatura promedio del planeta provocando desastres naturales.
• El monóxido de carbono, CO que se encuentra entre los gases de escape de los
automóviles es muy tóxico, incoloro, inodoro, insípido, al respirar pequeñas cantidades
en el aire nos puede intoxicar y hasta producir la muerte pues interfiere en la función
transportadora del dioxígeno y las células mueren.
• El monóxido de nitrógeno, NO y el dióxido de nitrógeno, NO2, irritan las vías respiratorias,
afectan los pulmones y pueden provocar la muerte. El NO se produce en los motores de
combustión interna y al pasar a la atmósfera se produce el NO2, que interviene en otras
reacciones que producen contaminantes como el ozono, O3, que irrita la garganta, nariz y
ojos.
• El dióxido de azufre, SO2, gas incoloro, tóxico de olor sofocante, presente en el aire y
unido al agua de lluvia o vapor de agua forma las llamadas lluvias ácidas que contaminan
las aguas para el consumo humano, afectan animales, plantas, equipos industriales,
monumentos, entre otros, por su acción corrosiva.
Podemos encontrar vías efectivas para el control y eliminación de los contaminantes del
medio ambiente en la sociedad actual si conocemos muy bien cuáles son esos
contaminantes, dónde se producen y los efectos que tienen sobre el clima, los seres
humanos, los animales y las plantas.
Aplicaciones de los óxidos.
En Cuba están presentes el óxido de níquel(II), NiO, y el óxido de cobalto(II), CoO en la
producción industrial de compuestos de níquel y cobalto en Holguín, su demanda en el
mercado internacional es muy grande, constituyendo una importante fuente de divisas para
nuestro país.
Los óxidos de hierro se reducen en los altos hornos para obtener el metal hierro.
El óxido de cinc, ZnO, se usa como pigmento en pintura, en pomadas por sus propiedades
antisépticas.
El óxido de magnesio, MgO, se usa en la fabricación de materiales refractarios por su
elevada temperatura de fusión.
El dióxido de azufre, SO2, se emplea como refrigerante, por su baja temperatura de
ebullición y elevado calor de vaporización.
El dióxido de carbono, CO2, se utiliza en la fabricación de extintores de incendio por no ser
combustible, ser más denso que el aire y poder licuarse por compresión a temperatura
ambiente.
El dióxido de silicio, SiO2, se usa en la construcción, en la industria del vidrio y la porcelana
por ser muy poco reactivo y prácticamente insoluble en agua.
Ejercicios.
1.5- ¿Cuál de los óxidos estudiados en clases es el responsable del efecto invernadero que
nos afecta? Cite otros óxidos que contaminan el medio ambiente.
1.6-Argumente el planteamiento siguiente.
Al ser el monóxido de carbono un gas incoloro e insípido lo hace más peligroso.
1.7-Si pudiéramos oxidar todo el monóxido de carbono obtenido en los gases de escape de
los automóviles a dióxido de carbono de pasar al aire. ¿Qué ventajas y desventajas
tendríamos?
1.8-Encontramos ozono cerca de la superficie terrestre y en la estratosfera. Diga donde es
beneficioso y donde perjudicial. Justifique en cada caso.
1.9-¿Qué aplicaciones de los óxidos están relacionados con las informaciones siguientes:
a) El dióxido de carbono no arde ni mantiene la combustión.
b) El óxido de cinc posee propiedades antisépticas.
c) El óxido de magnesio posee una elevada temperatura de fusión.
RESUMEN Y EJERCITACION.
1.10- Analice las representaciones siguientes:
A- Li2O
B-CO2
C-NO
a) Escriba las ecuaciones químicas que representan las obtenciones de A, B y C por la
reacción directa del metal o no metal con el dioxígeno.
b) Nombre todas las sustancias representadas.
c) Clasifique según su composición y propiedades todas las sustancias representadas.
d) Determine los números de oxidación de todos los elementos químicos que forman las
sustancias reaccionantes y productos.
e) Identifique las propiedades redox que poseen las sustancias reaccionantes en cada
reacción representada.
f) Identifique entre las sustancias representadas en A, B y C las que tienen acción
contaminante para el medio ambiente. Explique.
1.11- ¿Es importante la protección del medio ambiente para la conservación de la vida en
nuestro planeta? Argumente.
Unidad 2. Las sales.
Introducción.
La Química es la ciencia que estudia las sustancias y sus transformaciones. Ya conoces las
sustancias simples que fueron clasificadas en metales como hierro (Fe), el cobre (Cu), y el
oro (Au) y no metales como el dioxígeno (O2), el dihidrógeno (H2), y el octazufre (S8).
Como producto de la combinación de algunos metales y algunos no metales con el
dioxígeno se obtienen sustancias compuestas llamadas óxidos, que fueron clasificadas
como óxidos metálicos y óxidos no metálicos, como ejemplos de ellos podemos citar el óxido
de magnesio (MgO) y el dióxido de carbono (CO2), respectivamente.
En esta unidad vamos a estudiar otras sustancias de mayor complejidad en su composición.
Estas pueden estar constituidas por dos o más elementos químicos lo que permitirá la
clasificación de las mismas y se conocen con el nombre de sales.
Las sales son sustancias compuestas muy difundidas en la naturaleza y se localizan
formando la parte sólida del planeta y disueltas en las aguas de los ríos, mares, lagunas,
etc. Entre las sales se encuentra el cloruro de sodio (NaCl) muy empleada en nuestros
hogares como condimento de las comidas; el nitrato de potasio (KNO3) que se utiliza como
fertilizante y el hidrógeno carbonato de sodio (NaHCO3) que se emplea para combatir la
acidez estomacal.
En esta unidad se continuará con la clasificación de las sustancias, la relación entre sus
propiedades y sus aplicaciones, así como la interpretación de fórmulas y ecuaciones
químicas incluyendo el cálculo químico sobre la base de muestras de sustancias.
Tabla 4.1 pag. 123. libro de texto Química Secundaria Básica II parte.
2.1.- Propiedades físicas y estructura de las sales.
Ya conoces que las sustancias pueden estar formadas por partículas muy pequeñas
llamadas átomos, moléculas o iones, de ahí una de sus clasificaciones teniendo en cuenta el
tipo de partículas que la conforman en: sustancias atómicas, sustancias moleculares o
sustancias iónicas.
Las sales son sustancias sólidas, cristalinas e iónicas formadas por iones de cargas
eléctricas contrarias lo que propicia que estas especies se mantengan unidas por una fuerte
atracción
de
carácter
electrostático
lo
que
influirá
en
sus
propiedades
físicas
fundamentalmente.
El número de iones que conforman la red cristalina de la sal depende de su tamaño. Las
fórmulas químicas de las sales solo indican la menor relación que hay entre las partículas
que la conforman. Así por ejemplo, en el cloruro de potasio (KCl) por cada ion potasio (K1+)
hay un ion cloruro (Cl1-) y en el sulfuro de sodio (Na2S) por cada dos iones sodio (2Na1+)
hay un ion sulfuro (S2-). En las sales existe el mismo número de cargas positivas aportadas
por los cationes como de cargas negativas aportadas por los aniones de ahí que las sales
como el resto de las sustancias sean eléctricamente neutras.
Existen otras sales cuya composición es más compleja y están formadas por un ion de un
elemento metálico y un ion poliatómico conformado por dos elementos no metálicos donde
uno de ellos es el elemento oxígeno. A continuación se ponen ejemplos de iones
poliatómicos y las correspondientes sales.
Iones poliatómicos
Iones metálicos
sales
NO31- ion nitrato
K+ ion potasio
KNO3 nitrato de potasio
SO42- ion sulfato
Ca2+ ion calcio
CaSO4 sulfato de calcio
De acuerdo a la composición de las sales estas se clasifican en binarias y ternarias u
oxisales. Son binarias las que están formadas por un ion metálico y un ion no metálico como
es el caso del cloruro de cinc (ZnCl2) y oxisales las que están formadas por un ion metálico y
un ion poliatómico entre ellas tenemos al nitrato de plata (AgNO3).
Tabla 4.4 pag. 129 Libro de texto Química Secundaria Básica II parte.
En las sales binarias el enlace que mantiene unido a las partículas que las conforman es
iónico, mientras que en las ternarias u oxisales existen dos tipos de enlaces químicos.
Enlace iónico: entre los iones metálicos y los aniones poliatómicos que conforman el crital.
Enlace covalente: entre los átomos que conforman el anión poliatómico.
Figura 4,3 pag 126 del mismo texto
Propiedades físicas de las sales.
En condiciones normales de temperatura y presión las sales son sustancias sólidas,
cristalinas y poseen valores relativamente elevados de temperatura de fusión y de
temperatura de ebullición dada por la fuerte atracción que se ejerce entre los iones de
cargas contrarias que las forman.
Las sales de acuerdo a su solubilidad en agua se clasifican en solubles, poco solubles y
prácticamente insolubles. Generalmente la solubilidad de estas sustancias aumenta con la
temperatura. Cuando se disuelven en agua se separan en los correspondientes iones que la
forman. Ejemplo:
KCl (s) + H2O (l) = K+ (ac) + Cl1- (ac)
K2SO4 (s) + H2O (l) =
2K+ (ac) + SO42- (ac)
Las disoluciones obtenidas se denominan electrolíticas y tienen la capacidad de conducir la
corriente eléctrica.
Las sales en estado sólido al suministrarle calor pueden pasar al estado líquido con la
correspondiente destrucción del cristal adquiriendo una mayor movilidad los iones que la
constituyen. Las sales fundidas o en disolución son buenos conductores de la corriente
eléctrica: esto se explica por la movilidad que adquieren los iones en estado sólido el
movimiento de los iones es vibratorio alrededor de una posición fija lo que justifica que las
sales en estado sólido se comporten como aislantes, no conducen la corriente eléctrica.
Tabla 2.2. Representación de los iones presentes en las sales fundidas y en
disoluciones acuosas.
Fórmula de la sal
Nombre
Representación de Representación de
los iones de la sal. los
iones
en
disolución acuosa
ZnCl2
Cloruro de cinc
Zn2+ y 2Cl-
Zn2+ (ac) y
2Cl-
(ac)
Na2S
Sulfuro de sodio
2Na+ y S2-
2Na+
(ac)
y
S2- (ac)
K2SO4
Sulfato de potasio K+ y SO42-
K+ (ac) y
SO42-
(ac)
Tabla 4.4 pag 124 l/t secundaria básica II parte
Figura 4.2 pag. 125 l/t secundaria básica II parte
Figura 4.6 pag. 128 l/t secundaria básica II parte.
2.2. Nomenclatura y notación química
Después de estudiada la nomenclatura y notación química de los óxidos, los hidróxidos y los
hidrácidos, se hace necesario el estudio de las sales.
Existen sales binarias, ternarias y cuaternarias, pero estudiaremos la nomenclatura y la
notación química de las dos primeras.
Una sal binaria está formada por un metal y un no metal y puede representarse
esquemáticamente como: MxXm ; donde M es un metal, X es un no metal, x es el subíndice
del metal y coincide con el número de oxidación del no metal y m es el subíndice del no
metal y coincide con el número de oxidación del metal.
Para nombrar las sales binarias se puede utilizar el esquema siguiente:
_________________/uro
raíz del nombre del
terminación
de
______________
(____)
preposición nombre del metal
No. de
no metal
oxidación
si es Hg,
Cu, Fe,
Ni, Pb.
Ejemplos: escriba el nombre de las sustancias representadas:
LiCl: cloruro de litio.
BaI2: yoduro de bario.
Al2S3: sulfuro de aluminio.
Ni2S3: ahora necesitamos calcular el número de oxidación y utilizamos para ello el
mecanismo ya conocido en los óxidos e hidróxidos.
Al2S 322
.
: 6
por lo que el nombre es sulfuro de níquel (III).
Podemos escribir la fórmula de una sal binaria siguiendo los pasos siguientes:
1. se escribe el símbolo del metal y el del no metal.
2. se sitúan los números de oxidación de cada uno. Te recordamos que los números de
oxidación que debe conocer son:
metales:
no metales:
Li, Na, K, Ag } +1
F, Cl, Br, I } -1
Ba, Ca, Zn, Mg } +2
S } -2
Al } +3
3. intercambiar los números de oxidación.
4. simplificar en caso necesario.
Ejemplos: escriba la fórmula de las sustancias que se mencionan a continuación:
Cloruro de potasio: K Cl; K+ Cl- ; KCl
Bromuro de magnesio: Mg Br, Mg+2 Br- , MgBr2
Sulfuro de calcio: CaS , Ca+2 Br- ; CaBr2
Sulfuro de aluminio: Al3+ S2- ; Al2S3
Yoduro de cobre(II): Cu2+ I- ; CuI2
Las sales ternarias pueden nombrarse atendiendo al esquema siguiente:
ato
_________________/ito
raíz del nombre del
de
______________
(____)
terminación preposición nombre del metal
No. de
no metal
oxidación
si es Hg,
Cu, Fe,
Ni, Pb.
o
_____________________
nombre del ion poliatómico
de
preposición
______________
(____)
nombre del metal
No. de
oxidación
si es Hg,
Cu, Fe,
Ni, Pb.
Por ejemplo: nombre las sustancias que se representan a continuación:
LiNO3: nitrato de litio.
CaSO4: sulfato de calcio.
AlPO4: fosfato de aluminio.
K2SO4: sulfato de potasio.
Mg(NO3)2: nitrato de magnesio.
Al2(CO3)3: carbonato de aluminio.
Ba(NO2)2: nitrito de bario.
Al2(SO3)3: sulfito de aluminio.
Fe(NO3)3: en este caso hay que calcular el número de oxidación, así que procederemos
como en casos anteriores:
Fe(NO3)3-
.
en la vertical se multiplica el valor absoluto del número de
de oxidación del ion poliatómico por la cantidad de veces que
1
:
3
existe este ion o grupo de átomos en el compuesto, en este caso 1. 3 = 3.
este resultado en la horizontal se divide por el número de átomos del metal o sea 3 : 1 = 3 y
se escribe en números romanos el resultado. Por lo que el nombre es: nitrato de hierro (III).
Otros ejemplos:
Ni2(SO4)3: sulfato de níquel (III)
Pb(NO3)2: nitrato de plomo (II)
Para escribir la fórmula de las sales ternarias podemos seguir el algoritmo siguiente:
1. escribir el símbolo del metal y la fórmula del ion poliatómico.
2. situar los números de oxidación. Recordamos los números de oxidación de los iones
poliatómicos.
NO3- : nitrato;
SO42- : sulfato
NO2- : nitrito
SO32- : sulfito
PO43- : fosfato
3. intercambiar los números de oxidación. Siempre que el ion poliatómico
lleve subíndice debe encerrarse entre paréntesis antes de colocarlo,
para que el subíndice afecta a todos los átomos del ion poliatómico.
4. simplificar en caso necesario.
A continuación algunos ejemplos.
Nitrato de plata: Ag+ NO3- ; AgNO3
Sulfato de cinc: Zn2+ SO42- ; ZnSO4
Carbonato de alumnio: Al3+ CO32- ; Al2(CO3)3
Sulfito de potasio: K+ SO32- ; K2SO3
Fosfato de calcio: Ca2+ PO43- ; Ca3(PO4)2
Sulfito de cubre (I): Cu+ SO32- ; Cu2SO3
Ejercicios:
2.1.- Define los conceptos:
a) sal binaria
b) sal ternaria
2.2.- Clasifica las sustancias representadas a continuación en óxidos, sales binarias o sales
ternarias u oxisales.
a) NaCl
b) MgO
c) SO2
d)CaCO3
e) Na2SO4
f) BaBr2
2.3.- ¿A qué se debe las relativamente altas temperaturas de ebullición y fusión de las
sales?
2.4.- ¿Cómo se clasifican las sales teniendo en cuenta su solubilidad en agua?
2.5.- ¿Por qué las sales fundidas y en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica?
2.3. Cantidad de sustancia. Masa molar.
En este epígrafe se estudiarán los contenidos esenciales para el trabajo de los cálculos
relacionados con muestras de sustancias.
Hasta el momento conocemos como magnitudes que caracterizan a una muestra de
sustancia el volumen y la masa.
Las sustancias están constituidas por átomos, moléculas o iones y existe una magnitud que
valora el número de partículas presentes en una muestra de sustancia.
La magnitud física que valora el número de partículas elementales que hay en una muestra
de sustancia se le denomina cantidad de sustancia.
La unidad de la cantidad de sustancia es el mole y su símbolo es el mol.
Magnitudes que caracterizan a una muestra de sustancia.
Magnitud
Representación
Unidad
Masa
m (X)
Kilogramoo
Símbolo de la unidad
o kg o g
gramo
Volumen
Cantidad
de
V(X)
Litro
L
n (X)
Mole
mol
sustancia
Como puedes apreciar toda muestra de sustancia posee masa, volumen y cantidad de
sustancia.
Un mole es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas o
iones) como átomos poseen 12 g de carbono.
Queda establecido que 12 g de carbono poseen 6, 02 . 10 23 átomos.
Tabla: muestras de diferentes sustancias y su caracterización en cuanto a su masa, cantidad
de sustancia y número de partículas.
Sustancias
Masa
Cantidad de sustancia
Número de partículas.
H2O
18 g
1mol
6,02.10 23 moléculas
H2
2g
1 mol
6,02.10 23 moléculas
Fe
28 g
0,5 mol
3,01.10 23 átomos
KCl
37,25 g
0,5 mol
3,01.1023
entidades
elementales
El número 6,02 . 1023 lleva el nombre de número de Avogadro, en honor del científico
italiano del siglo XIX Amadeo Avogadro.
Para tener una idea de la magnitud de este número 6,02 .1023 , se plantea que es
inmensamente mayor que el número de vasos con agua contenidos en todos los océanos,
mares y ríos. Este número representó una hazaña tan grande en la ciencia como la
determinación de la velocidad de la luz (300 000 km/s), la máxima entre las velocidades
existentes en la naturaleza.
La cantidad de sustancia es directamente proporcional al número de partículas elementales
de una sustancia.
Para expresar correctamente una cantidad de sustancia determinada se utiliza el símbolo n
y a continuación se escribe entre paréntesis el símbolo químico o la fórmula de la especie
química de que se trate n(X).
Se escribe
Se lee
n(Fe) = 3 mol
Tres moles de hierro.
n(H2O) = 5 mol
Cinco moles de agua.
n(KCl) = 2 mol
Dos moles de cloruro de potasio.
n(K+) = 5 mol
Cinco moles de iones potasio
Masa molar.
La masa molar es una propiedad que caracteriza a cada sustancia independientemente de
la muestra que se tome.
¿Qué relación existe entre la masa y la cantidad de sustancia?
Para diferentes muestras de agua (H2O)
MUESTRA
1
2
3
m (H2O)
9g
18g
36g
n (H2O)
0,5 mol
1mol
2mol
m (H2O)
n (H2O)
18g.mol’1
18g.mol’1
18g.mol’1
El valor 18g.mol’1 es la masa molar del agua y como puedes observar es una relación
constante entre las diferentes muestras de agua tomadas y las correspondientes cantidades
de sustancias.
La masa molar de una sustancia es la relación constante y la cantidad de sustancia de una
muestra dada de sustancia.
m (x)
M(x) = --------------n (x)
La unidad de la masa molar es el kg . mol-1 aunque comúnmente se expresa en g .mol-1 Las
masas molares de las sustancias aparecen en tablas y coinciden numéricamente con sus
correspondientes masas fórmulas relativas.
Conociendo el valor de la masa molar M(x) de una sustancia y la ecuación de definición
m (x)
M(x) = ------- se puede calcular la masa m(x) o la cantidad de sustancia n(x) de
n (x)
una muestra dada de esta sustancia.
m (x)
M(x) = --------------n (x)
m (x)= M(x) .
n(x)
n (x)
m (x)
= -------M(x)
Ejemplo 1.¿Qué masa posee una muestra de cinco moles de agua?
Pasos a seguir
Desarrollo
1-Determinar incógnita y datos
m (H2O)
DATOS
N((H2O)=5mol
M(H2O)= 18g.mol’1
2-Escribir la relación o relaciones
M(H2O)=
m (H2O )
----------n (H2O )
m (H2O)=
M(H2O) . n (H2O )
necesarias.
m (H2O)= 18g.mol’1
3-Sustituir según los datos
4-Resolver
m (H2O)=90g
5-Respuesta
La masa de la muestra es de 90g
2-¿Representa abreviadamente las cantidades de sustancias siguientes?
A) tres moles de carbono
B) cuatro moles de dióxido de carbono
c) dos moles de nitrato de plata
d)medio mole de cloruro de sodio.
2¿Qué es la masa molar?
2-Localiza en el apéndice del tabloide y escribe la masa molar de la sustancia.
A-dicloro
B-nitrato de potasio
C-dióxido de carbono
D-carbonato de calcio
2-¿Qué cantidad de sustancia pose una muestra de 20g de Carbonato de Calcio.?
2-¿Calcula la masa que posee una muestra de 2,5 mol de Dióxido de Carbono.?
2-Se dispone de una muestra de 5 mol de la sustancia representada a continuación.
A) KCl
B) K2S
C) MgS
1- Nómbralos.
2- Cuantos iones de cada tipo posee la sustancia.
3- Determina cual de ellas posee mayor masa .
2- De las sustancia carbonato de calcio y hidrógeno se poseen 20g de cada una de
ellas.
a- Escribe sus fórmulas.
b- Determina mediante el cálculo cual de ellas posee mayor cantidad de sustancia.
2.4 Información cuantitativa que se obtiene de una fórmula y en una ecuación química.
La fórmula química de una sustancia nos informa acerca de los elementos químicos que la
constituyen. Además nos indica la relación entre el número de átomos o iones que la
componen.
Ejemplos:
Fórmula química
Información sobre la relación entre el número de átomos o iones.
CO2
En el dióxido de carbono por cada un átomo de carbono hay dos
átomos de oxígeno.
H2O
En el agua por cada dos átomos de hidrógeno hay un átomo de
oxígeno.
Na2S
En el sulfuro de sodio por cada dos iones sodio hay un ion sulfuro.
Dado que la cantidad de sustancia es proporcional al número de átomos o iones, los
subíndices de una fórmula permiten conocer la relación entre la cantidad de sustancia de
cada elemento químico.
Aplicando lo planteado en el recuadro anterior tendremos que:
Fórmula química
Información sobre la relación entre la cantidad de sustancia.
SO2
En el dióxido de azufre por cada un mole de átomos de azufre hay
dos moles de átomos de oxígeno.
NaBr
En el bromuro de sodio por cada un mole de iones sodio hay un mole
de iones bromuro.
K2CO3
En el carbonato de potasio por cada dos moles de iones potasio hay
un mole de iones carbonato.
Similarmente las ecuaciones químicas expresan la relación entre el número de átomos,
moléculas o iones que intervienen en una reacción química.
Como la cantidad de sustancia es proporcional al número de átomos, moléculas o iones, los
coeficientes en una ecuación química permiten determinar la relación entre las cantidades
de sustancias que intervienen en dicha reacción.
Por ejemplo:
Ecuación química
2 SO2 (g) + O2 (g) = 2 SO3 (g)
Información sobre:
Por cada dos moléculas de dióxido de azufre reacciona una
N (X)
molécula de dioxígeno y se producen dos moléculas de trióxido de
azufre.
n (X)
Por cada dos moles de moléculas de dióxido de azufre reacciona
un mole de moléculas de dioxígeno y se producen dos moles de
moléculas de trióxido de azufre.
Si se conocen las relaciones entre las cantidades de sustancias que intervienen en la
reacción química, es posible calcular, con ayuda de las masas molares las relaciones entre
las masas de las sustancias que intervienen en una reacción.
Ejemplo:
+
Ecuación química
2 H2 (g)
n (X)
n(H2)= 2 mol
n(O2)= 1 mol
n(H2O)= 2 mol
m(X) = M(X). n(X)
2 g.mol1-.2mol
32 g.mol1-.1mol
18 g.mol1-.2mol
4g
32 g
36 g
O2 (g)
=
2 H2O (l)
Se puede apreciar que por cada 4 g de dihidrógeno reaccionan 32 g de dioxígeno y se
producen 36 g de agua. Como podrás apreciar la suma de las masas de las sustancias que
reaccionan (36 g) es igual a la masa de la sustancia que se produce (36 g) evidenciando la
ley de conservación de la masa estudiada en el semestre anterior.
Ejercicios:
2. .- Dadas las fórmulas químicas.
a) CO2
b) K2CO3
c) MgO
d) CaCl2
2. .1.- Escribe el nombre o la fórmula de cada una.
2. .2.- Clasifícalas de acuerdo a su composición y propiedades.
2. .3.- ¿Qué información nos permite cada una en términos de número de partículas N(X) y
de cantidad de sustancia n(X).
2. .- Complete el cuadro siguiente:
Ecuación química
N(X)
n(X)
8 Ca (s)
+
S8 (s)
=
8 CaS (s)
2. .- Cuando reacciona el dióxido de azufre con el óxido de calcio se obtiene la sal sulfito de
calcio.
a) Escribe la ecuación que representa la reacción anterior.
b) Calcula la masa de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción para la
relación representada en la ecuación química.
c) Comprueba que las masas calculadas para esta reacción están de acuerdo con la ley
de conservación de la masa.
d) Clasifica la sal obtenida de acuerdo a su solubilidad en agua.
2.5. Aplicaciones de las sales.
Por la abundancia y estado natural de las sales han sido utilizadas por el hombre desde
tiempos muy remotos. Teniendo en cuenta sus propiedades poseen un uso muy amplio en la
agricultura, en la industria, en la medicina y la construcción.
Las planteas requieren de sustancias que les aporten al suelo los elementos nitrógeno,
fósforo y potasio de ahí que se empleen como fertilizantes, el nitrato de potasio (KNO3),
nitrato de amonio (NH4NO3), el dihidrógenofosfato de calcio (CaH2SO4) y el fosfato de
potasio (K3PO4) entre otras. Estas sustancias son solubles en agua y los nutrientes que
aportan a las plantas, éstas las toman por sus raíces.
El sulfato de cobre (II) (CuSO4) se emplea para combatir las plagas en diversas
plantaciones.
El cloruro de sodio (NaCl) y el cloruro de potasio (KCl) son necesarios en la dieta diaria ya
que los iones cloruro (Cl-), sodio (Na+) y potasio (K+) ayudan a mantener el correcto
funcionamiento de las células del organismo. Además el cloruro de sodio se emplea como
condimento de las comidas, en la conservación de las carnes, pescados y cueros.
En la medicina son utilizados en forma de disolución el sulfato de magnesio (MgSO4) como
laxante, como desinfectante el cloruro de sodio (NaCl), el permanganato de potasio (KMnO4)
y el cloruro de hierro(III) (FeCl3).
Otras sales se emplean en la producción del vidrio y el cemento y el carbonato de calcio
(CaCO3) en la construcción.
El carbonato de calcio además se utiliza como materia prima en la obtención del óxido de
calcio o cal viva que se utiliza en la industria azucarera.
calor
CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)
Ejercicios:
1. Define los conceptos de : sal binaria, oxisal e ion poliatómico.
a) Escribe tres fórmulas de cada una de las sales y sus respectivos nombres.
2. Confecciona un cuadro resumen donde se aprecie las aplicaciones de las sales en la
medicina, la agricultura y la industria.
3. A partir de los iones Cl-, S-2, SO4-2, Mg+2, Na+1, Ba+2 y Fe+2.
a) Escribe la fórmula y el nombre de todas las sales posibles.
b) Clasifica las sales anteriores en binarias y oxisales.
c) Clasifica cada sal de acuerdo a su solubilidad en agua.
4. Haciendo uso de la tabla de solubilidad escribe la fórmula y el nombre de :
a) dos sales binarias solubles y dos prácticamente insolubles.
b) dos sales ternarias solubles y dos poco solubles.
5. Define los conceptos cantidad de sustancia, mole y masa molar.
6. ¿Qué masa posee una muestra de cinco moles de cloruro de sodio?
7. Se tienen dos muestras de sustancias:
Muestra No. 1 posee 50 g de carbonato de calcio.
Muestra No. 2 posee 50 g de dihidrógeno.
Demuestra mediante el cálculo, cuál de las muestras posee mayor cantidad de
sustancia.
8. Dadas las sales.
1) Mg(NO3)2
2) ZnBr2
a) Nómbralas.
b) Interprétalas cuantitativamente en términos de cantidad de sustancia.
9. Para la ecuación.
8 Mg (s)
+ S8 (s)
=
8 MgS (s)
a) Nombra y clasifica la sal obtenida.
b) Realiza la interpretación cuantitativa en cuanto a cantidad de sustancia n(X) y de masa
m(X).
c) Demuestra sobre la base de las masas calculadas la evidencia de la ley de conservación
de la masa.
UNIDAD 3 .Los hidróxidos metálicos.
Estudiaremos los hidróxidos metálicos que poseen un elemento metálico y uno o varios
grupos hidroxilo (OH-) en su composición, por lo que son sustancias ternarias.
Estos hidróxidos están muy relacionados con nuestra vida, son muy utilizados en los
laboratorios y las industrias. Ejemplos muy conocidos son: el hidróxido de sodio, NaOH ,
conocido comúnmente como sosa cáustica; el hidróxido de potasio, KOH(potasa cáustica),
ambos de gran importancia industrial, hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 (magma de
magnesia); hidróxido de calcio, Ca(OH)2 (cal apagada), muy usada en medicina y la
construcción; Ba(OH)2 , cuya disolución se conoce como agua de barita, hidróxido de
aluminio, Al(OH)3 , con el que se prepara el alusil.
3.1-Propiedades físicas y estructura de los hidróxidos metálicos.
Son sustancias sólidas a temperatura ambiente.
Los hidróxidos de los elementos del grupo IA de la tabla periódica funden a temperatura
relativamente altas (tabla 3.1). De los restantes hidróxidos metálicos, la mayoría se
descompone a altas temperaturas antes de fundirse.
Tabla 3.1- Temperaturas de fusión de los hidróxidos de los elementos del grupo IA de la
periódica.
Nombre
Fórmula química
Temp. Fusión 0C
Hidróxido de litio
LiOH
462
Hidróxido de sodio
NaOH
318,4
Hidróxido de potasio
KOH
369,4
Hidróxido de rubidio
RbOH
300
Hidróxido de cesio
CsOH
272,5
Teniendo en cuenta su solubilidad en agua los hidróxidos metálicos se clasifican en solubles
y prácticamente insolubles, por ejemplo los elementos químicos del grupo IA( alcalinos) y
algunos elementos del grupo IIA (alcalinos térreos) de la tabla periódica forman hidróxidos
solubles, el resto no lo son(ver tabla de solubilidad).
Los hidróxidos metálicos en estado sólido no conducen la corriente eléctrica y son
conductores cuando están fundidos o en disolución acuosa.
Estructura de los hidróxidos metálicos.
La mayoría de los hidróxidos de los elementos del grupo IA y IIA de la tabla periódica son
sólidos cristalinos están presentes cationes metálicos y aniones hidróxidos (OH-) ,
fuertemente atraídos entre sí , esto explica las relativamente altas temperaturas de fusión
que poseen estas sustancias y que fundidos y en disolución acuosa conducen la corriente
eléctrica.
Fig3.1 Representaciones mediante fórmulas de la sustancia hidróxido de potasio.
KOH
(a)
[ K ]+ [O H ]-
(b)
En el anión hidróxido, OH-, el átomo de oxígeno y el de hidrógeno están unidos por un
enlace covalente (fig 3,2) al igual que los átomos que forman los aniones poliátomicos en las
oxisales.
Fig 3,2 Representación electrónica del anión hidróxido.
[ OH ]Semejante a las oxisales.
En los hidróxidos metálicos con enlace iónico existen dos tipos de enlace químico, el enlace
iónico entre los cationes metálicos y los aniones hidróxido , y el enlace covalente entre el
átomo de oxígeno y el hidrógeno del ión hidróxido.
Ejercicios:
3.1- ¿Qué son los hidróxidos metálicos?
3.2-Escriba las fórmulas químicas de los hidróxidos correspondientes a los elementos del
grupo IA de la tabla periódica.
A) Nómbrelos.
b) Cite tres propiedades físicas que poseen.
3.3-Analice los representaciones siguientes.
a) Ba(OH)2
b) KOH
c) Al(OH)3
3.3.1-Clasifíquelos según su composición y propiedades.
3.3.2- Nómbrelos.
3.3.3 – Clasifíquelos atendiendo a su solubilidad en agua.
3.3.4 - ¿Qué masa tendrá una muestra de 2 mol de Al(OH)3?
3.2-Nomenclatura y notación química de los hidróxidos metálicos.
En la unidad anterior, se estudió la nomenclatura y la notación química de las sustancias
simples y de los óxidos. Ahora, se estudiará la de los hidróxidos, comenzamos con los
hidróxidos metálicos.
Los hidróxidos metálicos están formados por un metal y el grupo hidróxido (OH-), se pueden
representar esquemáticamente como sigue: M(OH)m donde M es un metal, m es el
subíndice del grupo hidróxido o hidroxilo que coincide con el número de oxidación del metal
y OH es el grupo hidroxilo.
Para nombrar hidróxidos metálicos se puede utilizar el mismo esquema que el de los óxidos
metálicos si se cambia la palabra inicial, como se aprecia a continuación:
Hidróxido
de
Palabra
preposición
___________
nombre del metal
(____)
No. de oxidación si es
Hg, Cu, Fe, Ni, Pb
Ejemplo: Nombra las sustancias siguientes:
NaOH: hidróxido de sodio.
Ca(OH)2: hidróxido de calcio.
Al(OH)3: hidróxido de aluminio.
Fe(OH)3: en este caso es necesario situar el número de oxidación. ¿Cómo se calcula el
número de oxidación? De forma similar a los óxidos, solo que el número de oxidación del
grupo hidroxilo o hidróxido es 1-.
Fe(OH) 31-
.
Se multiplica el valor absoluto del número de oxidación
del grupo hidroxilo por la cantidad de grupos que hay en el
3
: 3
compuesto, en este caso 1. 3 = 3. este resultado se divide por la cantidad
de átomos del metal 3 : 1 = 3, por lo que el nombre del compuesto es hidróxido de hierro
(III).
En el caso de los hidróxidos el número de oxidación del metal siempre coincide con el
número de grupos OH (hidroxilo) que hay en el compuesto.
Por ejemplo:
CuOH: hidróxido de cobre (I).
Ni(OH)2: hidróxido de níquel (II).
Para escribir la fórmula de los hidróxidos metálicos podemos seguir el algoritmo siguiente:
1. se escribe el símbolo del metal y la fórmula del grupo OH.
2. se sitúan los números de oxidación del metal y el grupo hidroxido en la parte superior
derecha de cada uno.
3. se intercambian los números de oxidación. Siempre que el grupo OH lleve subíndice,
se encierra entre paréntesis antes de colocarlo, para que afecte a todo el grupo.
Ejemplos:
Escriba la fórmula de los compuestos siguientes:
Hidróxido de potasio: K OH, K+ OH-, KOH.
Hidróxido de cinc: Zn OH, Zn+2 OH-, Zn(OH)2.
Hidróxido de aluminio: Al
OH, Al+3 OH-, Al(OH)3.
3.3- Las disoluciones básicas y aplicaciones de los hidróxidos metálicos.
Cuando se disuelven en agua los hidróxidos metálicos, debido a la interacción electrostática
de las moléculas polares del agua y los iones del cristal, este se rompe y los iones que lo
forman adquieren movilidad, por esto las disoluciones acuosas de los hidróxidos metálicos
conducen la corriente eléctrica.
El hidróxido de sodio fundido posee los iones Na+ y OH- y al disolverlo en agua sus iones se
representan Na+ (ac) y OH- (ac)
Los hidróxidos metálicos con enlace iónico, cuando se disuelven en agua o se funden, se
separan en los cationes metálicos y los aniones hidróxido OH- , que los constituyen.
La presencia de los iones hidróxidos OH-, en estas disoluciones le confieren propiedades
comunes.
Por ejemplo al añadirles a las disoluciones acuosas de los hidróxidos metálicos unas gotas
de disolución incolora de fenolftaleina (indicador) se observa que aparece una coloración
roja. Además si introducimos una tira de papel de tornasol rojo en una disolución acuosa de
los hidróxidos metálicos aparece una coloración azul.
Las sustancias que al disolverse en agua producen iones hidróxidos OH- se denominan
bases. Las disoluciones resultantes se conocen como disoluciones básicas.
Se llaman indicadores a las sustancias que cambian de color frente a las disoluciones
básicas y a las disoluciones ácidas y sirven para identificarlas.
La fenolftaleina, el azul de bromotimol y el tornasol son ejemplos de indicadores que toman
en medio básico las coloraciones siguientes.
Indicador
Coloración
Fenolftaleina
roja
Tornasol
azul
Azul de bromotimol
azul
Las disoluciones básicas de los hidróxidos de los elementos químicos de los grupos IA Y IIA
de la tabla periódica, excepto el hidróxido de berilio pueden obtenerse en el laboratorio por
reacción del óxido correspondiente con el agua.
Ejemplos.
Na2O (s) + H2O (l) = 2NaOH (ac) ∆H<0
MgO (s) + H2O (l) = 2Mg(OH)2 (ac) ∆H<0
Estas reacciones no son de oxidación –reducción.
Haciendo reaccionar un metal muy activo (por ejemplo sodio, potasio,calcio y bario) con el
agua podemos obtener también disoluciones acuosas de algunos hidróxidos metálicos.
Ejemplos.
2Na (s) +2 H2O (l) = 2NaOH (ac) +H2 (g) ∆H<0
Ca (s) +2 H2O (l) = 2Ca(OH)2 (ac) +H2 (g) ∆H<0
Además de la disolución básica del hidróxido metálico correspondiente en estas reacciones
se obtiene el dihidrógeno gaseoso y se desprende mucha energía en forma de calor.
Estas reacciones son de oxidación –reducción y los metales actúan como agente
reductores.
Ejercicios:
3.4-Identifique y nombre los cationes metálicos y los aniones presentes en las disoluciones
acuosas de los hidróxidos metálicos siguientes.
A) hidróxido de sodio.
b) KOH
c) hidróxido de magnesio.
d) Ca(OH)2
3.5- ¿Qué son los indicadores?
3.6-¿Cómo usted identificaría en el laboratorio, si una disolución incolora que tiene guardada,
es básica?
3.7- Proponga dos vías para obtener en el laboratorio una disolución acuosa de hidróxido de
potasio.
A) Escriba las ecuaciones que representan sus proposiciones.
B) Clasifique las reacciones que ha representado atendiendo a la variación o no de los
números de oxidación – reducción.
Aplicaciones de los hidróxidos metálicos
Los hidróxidos metálicos están relacionados con nuestra vida, tienen muchas aplicaciones
en nuestras casas, en las industrias y en los laboratorios.
El hidróxido de sodio, NaOH (sosa cáustica), y el hidróxido de potasio ,KOH (potasa
cáustica), reaccionan con las grasas y se aplica esta reacción en la obtención de jabones,
siendo jabones sólidos los obtenidos con el NaOH y líquidos los jabones obtenidos con el
KOH.
El hidróxido de calcio, Ca(OH)2 (cal apagada), se usa en medicina preparada como agua de
cal y en la construcción (lechada de cal), se utiliza como pintura de poca duración, este
hidróxido unido a arena y agua se forma el llamado mortero de cal usado para unir ladrillos y
bloques, para repellar paredes, entre otras, en el proceso de endurecimiento el hidróxido de
calcio se aglutina con la arena y después por la combinación con el dióxido de carbono del
aire se forma el carbonato de calcio y agua, lo que se representa por la ecuación siguiente.
Ca(OH)2 (s) + CO2 (g) = CaCO3 (s) +H2 O (g) ∆H<0
Las disoluciones de hidróxido de bario (agua de barita) y de hidróxido de calcio (agua de cal)
se usan para identificar el dióxido de carbono ya que al combinarse con este gas producen
precipitado del carbonato correspondiente.
Ca(OH)2 (s) + CO2 (g) = CaCO3 (s) + H2 O (g) ∆H<0
Ba(OH)2 (s) + CO2 (g) = BaCO3 (s) + H2 O (g) ∆H<0
En medicina se utiliza una suspensión de hidróxido de aluminio para disminuir la acidez
estomacal también y se usa además como laxante.
El hidróxido de calcio se emplea en la industria azucarera para controlar la acidez del
guarapo y en la agricultura para cambiar la acidez de los suelos.
Los hidróxidos metálicos se utilizan para determinar el porcentaje de lana que posee un
tejido, por que reaccionan con las proteínas de la lana . Si se hierve el tejido en disolución
de hidróxido de sodio se puede determinar el porciento de lana que posee ya que el algodón
no se disuelve en el hidróxido.
Ejercicios:
3.8- Pudiera usarse el óxido de calcio en lugar del hidróxido de calcio para controlar la
acidez del guarapo. Explique.
3.9- Resuma en forma de cuadro las aplicaciones de los hidróxidos metálicos estudiados,
relacionándolos con sus propiedades.
RESUMEN Y EJERCITACION.
3.10- Escriba la fórmula química y el nombre de tres de los hidróxidos metálicos de los
elementos del grupo IA de la tabla periódica.
A) Clasifíquelos atendiendo a su solubilidad.
3.11- Si tenemos en el laboratorio hidróxido de sodio y cloruro de sodio.
A) Escribe las fórmulas químicas que representan estas sustancias.
B) Clasifíquelas atendiendo a su composición y propiedades.
c) Cite una aplicación de cada una de las sustancias referidas anteriormente.
3.12- Escriba las ecuaciones químicas que representan.
A) La obtención de la disolución de hidróxido de potasio a partir del óxido de potasio y el
agua.
B) La obtención de la disolución del hidróxido de bario a partir del metal bario y el agua.
a) Cite una aplicación de la sustancia producto de la representación A.
b) ¿Cuál de las reacciones representadas es de oxidación- reducción?¿Porqué?
c) Identifique las propiedades redox de las sustancias reaccionantes en la reacción de
oxidación- reducción identificada.
Unidad IV. Hidróxidos no metálicos.
Los hidróxidos son sustancias que poseen en su composición a los elementos oxígeno e
hidrógeno, los cuales pueden estar acompañados de un metal o un elemento no metálico.
Se conoce que los hidróxidos no metálicos son sustancias ternarias formadas por oxígeno,
hidrógeno y un no metal, donde el oxígeno y el hidrógeno se separan colocándose en el
medio de ellos el elemento no metálico.
Estos compuestos pueden formarse al reaccionar un óxido no metálico con el agua. Por
ejemplo, cuando reacciona el trióxido de azufre, SO3, con el agua se obtiene una sustancia
cuya fórmula es H2SO4, denominado ácido sulfúrico.
En la actualidad esta sustancia es utilizada como el “ácido de acumulador”, que no es más
que una disolución de esta sustancia, aunque en la antigüedad los alquimistas 1 le
denominaban “aceite de vitriolo”.
1
Primeros químicos que profesaban la alquimia, “ciencia” cuyo objetivo era obtener el elixir de la vida y la piedra
filosofal, capaz esta última de lograr la transformación de todos los metales en oro.
Cuando los hidróxidos no metálicos se disuelven en agua poseen propiedades ácidas,
término muy utilizado cuando nos referimos al tomate, la naranja, el limón, o cuando
tenemos acidez estomacal.
Ejercicios:
4.1.- ¿A qué se deben las propiedades ácidas de los hidróxidos no metálicos?
4.2.- ¿Existirán otras sustancias con estas mismas propiedades?
Los hidróxidos no metálicos están formados por un no metal y el grupo OH y se puede
representar esquemáticamente de la manera siguiente: HzXOy , donde H es hidrógeno, X es
el no metal, O es el oxígeno, y es el subíndice del hidrógeno que coincide con el número de
oxidación del ion poliatómico. Ejemplo: HNO3.
Para escribir el nombre de los hidróxidos no metálicos se puede emplear el esquema
siguiente:
ico (mayor cantidad de átomos de oxígeno)
Ácido
__________________/oso.
Palabra
raíz del nombre del
terminación
No metal
Ejemplo: Nombre las sustancias siguientes.
HNO3: ácido nítrico.
HNO2: ácido nitroso.
H2SO4: ácido sulfúrico.
H2SO3: ácido sulfuroso.
H3PO4: ácido fosfórico.
En los ejemplos analizados aparecen los más empleados por lo que también se pueden
aprender de memoria.
Para escribir la fórmula de los hidróxidos no metálicos se pueden seguir los pasos
siguientes:
1. se escribe el símbolo del hidrógeno y la fórmula del ion poliatómico.
¿Qué iones poliatómicos debes conocer?. Los siguientes:
NO3- : nitrato;
SO42- : sulfato
NO2- : nitrito
SO32- : sulfito
PO43- : fosfato
2. situar los números de oxidación del hidrógeno (1+) y del ion poliatómico, que como
puedes apreciar aparecen en el paso anterior.
3. intercambiar los números de oxidación.
Ejemplo: Escriba la fórmula de las sustancias siguientes.
Ácido nitroso:
HNO2
Ácido sulfúrico: H2SO4
Hay otro grupo de compuestos con propiedades ácidas como los hidróxidos no metálicos,
que son los hidrácidos.
Los hidrácidos están formados por el hidrógeno y un no metal, esquemáticamente se
pueden representar por: HxX, donde H es el hidrógeno, X es un no metal y x es el subíndice
del hidrógeno que coincide con el número de oxidación del no metal. Ejemplo: HCl (ac).
Para nombrar un hidrácido puede utilizarse el esquema siguiente:
Ácido
Palabra
__________________/hídrico.
raíz del nombre del
terminación
No metal
Ejemplos: escriba el nombre de los compuestos siguientes.
HCl (ac): ácido clorhídrico.
HI (ac): ácido yodhídrico.
H2S (ac): ácido sulfhídrico.
Para escribir la fórmula de un hidrácido pueden utilizarse los pasos siguientes:
1. escribir el símbolo del hidrógeno y del no metal.
2. situar los números de oxidación del hidrógeno y del no metal
los números de oxidación de no metales que debes conocer son:
F- : fluoruro;
Cl- : cloruro;
Br- : bromuro;
I- : yoduro; S2- : sulfuro
3. intercambiar los números de oxidación
4. agregar el estado de agregación acuoso (ac).
Ejemplo: escriba la fórmula de los compuestos siguientes:
Ácido fluorhídrico: H F; H+ F- ; HF (ac)
Ácido sulfhídrico: H S ; H+ S2- ; H2S (ac)
4.1. Propiedades físicas y estructura de los hidróxidos no metálicos.
La mayoría de los hidróxidos no metálicos son a temperatura ambiente líquidos o sólidos de
bajas temperaturas de ebullición y temperaturas de fusión, ellos generalmente se disuelven
en agua.
En la tabla 4.1 aparecen algunas propiedades físicas de los hidróxidos no metálicos.
Tabla 4.1. Propiedades físicas de algunos hidróxidos no metálicos.
Nombre
Fórmula
Densidad
Temperatura
Solubilidad en
química
g. cm3
de fusión oC
agua
H2SO4
1,83
10,38
soluble
Ácido nítrico
HNO3
1,50
- 41,59
Soluble
Ácido
H3PO4
1,83
42,35
Soluble
H3BO3
1,43
185
soluble
Ácido
sulfúrico
fosfórico
Ácido bórico
4.3.- ¿A qué se le denomina hidróxido no metálico?
4.4.- Analice los compuestos representados. Clasifíquelos en hidróxidos metálicos o
hidróxidos no metálicos.
a) H2CO3
b) KOH
c) H2SO3
d) Cu(OH)2
Los hidróxidos no metálicos están formados por elementos no metálicos por lo que son
sustancias moleculares, en cuyas moléculas los átomos de hidrógeno se unen a los átomos
del elemento no metálico y esta a su vez al átomo de oxígeno por medio de enlaces
covalentes polares.
Figura 4.1 Representación de las moléculas de: a) ácido nítrico, b) ácido sulfúrico y c) ácido
fosfórico (figura 6.1 del libro de texto química secundaria básica II parte)
Los bajos valores de temperatura de fusión de estos compuestos se deben a que las
interacciones producidas entre sus moléculas son de poca intensidad en comparación con
las de los enlaces covalentes existentes entre los átomos que forman la molécula.
Al
producirse la fusión de estas sustancias se vencen las interacciones moleculares, pero no se
rompen los enlaces covalentes existentes entre sus átomos.
Ejercicios
4.5.- ¿Los hidróxidos no metálicos estarán formados por átomos, moléculas o iones?
Argumente.
4.6.- Los hidróxidos no metálicos están formados por átomos de hidrógeno, un no metal y el
oxígeno.
a) ¿Qué enlace los mantiene unidos?
b) ¿A qué se deben los bajos valores de temperatura de ebullición de estos compuestos?
Los hidróxidos no metálicos no conducen la corriente eléctrica, sin embargo, cuando se
encuentran en disolución si son conductores. Esto es posible cuando se produce la
interacción entre las moléculas de los hidróxidos no metálicos con las moléculas polares del
agua, provocando la ruptura de los enlaces covalentes que unen al hidrógeno con los
átomos de oxígeno en las moléculas del hidróxido no metálicos, formando iones
poliatómicos oxigenados negativos e iones H+.
El proceso de disolución del ácido sulfúrico, H2SO4, en agua puede representarse de la
forma siguiente:
-2
H
O
O
O
S
H
O
O
S
O
O
+
H
+
O
2
O
H
H
Fig 4.2 Proceso de disolución del H2SO4 en agua.
Cuando se produce el proceso de disolución de los hidróxidos no metálicos, se obtendrán
los iones hidronio, H+.(ac), y los aniones poliatómicos correspondientes.
Tabla 4.2 Representación química de los iones que se forman al disolverse distintos
hidróxidos no metálicos en agua.
Representación química de los iones
Hidróxido no metálico
presentes en la disolución acuosa
Nombre
Fórmula química
producto de la ionización del hidróxido.
Ácido nítrico
H NO3
NO3-( ac) + H+ (ac)
Ácido sulfúrico
H2 SO4
SO4-2 (ac) + H+ (ac)
Ácido fósforico
H3 PO4
PO4-3 (ac) + H+ (ac)
Los hidróxidos no metálicos cuando se disuelven en agua, originan iones poliatómicos
oxigenados negativos e iones hidronio positivo (H3O) + (ac)
Cuando los hidróxidos no metálicos se encuentran disueltos en agua, originan iones
hidronio, H+(ac), los cuales les confieren a cada compuesto propiedades comunes al
introducirles un indicador. Por ejemplo, al introducirle papel de tornasol azul al Ácido
sulfúrico, H2 SO4, al ácido fosfórico, H3 PO4, los mismos toman una coloración roja, pero
cuando se les cambia el indicador para azul de bromotimol se tornan amarillo.
A las sustancias que al disolverse en agua originan iones hidronio, H+(ac), se les denomina
sustancias ácidas y a sus disoluciones resultantes se les llama disoluciones ácidas.
El ácido fosfórico, H3 PO4, el ácido nítrico, H NO3, y el sulfúrico, H2 SO4, son ejemplos de
sustancias con carácter ácido.
Los hidróxidos no metálicos son ácidos y sus disoluciones poseen carácter ácido.
En la tabla 4.3 aparecen algunos indicadores y la coloración que adquieren frente a
disoluciones ácidas
Tabla 4.3 Coloración de indicador en medio ácido.
Tornasol
rojo
Fenolftaleina
Incolora
Azul de bromotimol
amarilla
Las disoluciones ácidas de los hidróxidos no metálicos tienen un sabor característico al
paladar. Por ejemplo, la presencia del ácido cítrico en los limones, toronja, entre otros, les
confiere un sabor ácido.
Los hidróxidos no metálicos son el producto de la reacción producida entre un óxido no
metálico con el agua y también este producto es llamado oxácidos
Por ejemplo.
N2O5(g) +H2O (l) = 2 H NO3(ac)
SO3(g) +H2O (l) = H2 SO4(ac)
4.5-Se tienen dos disoluciones en diferentes frascos y se conoce que una de ellas es básica
y la otra es ácida. Las mismas tienen coloración roja.
A)¿Cómo usted identificaría cual de ellas es la disolución básica y la ácida?
4.6-Cuando los hidróxidos no metálicos se disuelven en agua se obtienen. Argumente.
a) los mismos iones
b) un solo ion
c) iones diferentes.
4.7-¿Cómo usted obtendría una disolución de ácido sulfúrico?
a) Escriba su ecuación química.
b) ¿Será este proceso de oxidación-reducción. Explique.
c) Nombre la sustancia producto.
4.2-Nomenclatura y notación química de los hidróxidos no metálicos.
4.3-Hidrácidos
Los compuestos hidrogenados binarios están formados por el elemento hidrógeno, H, y un
no metal preferentemente del grupo VIA o VIIA. Por ejemplo cloruro de hidrógeno, HCl,
sulfuro de hidrógeno, H2S, aunque en ocasiones pueden estar acompañadas de un metal
formando el hidruro correspondiente, NaH, hidruro de sodio.
Cuando los compuestos hidrogenados están formados por los elementos no metálicos de los
grupos VIA y VIIA de la tabla periódica son sustancias moleculares gaseosas a temperatura
y presión ambiente. La unión que se produce entre el hidrógeno y el elemento no metálico
es de enlace covalente polar.
Los compuestos hidrogenados binarios cuando se encuentran en disoluciones forman iones
hidronio, H+ ,los cuales puedan detectarse con la utilización de indicadores.Por ejemplo,
cuando se disuelve en agua el cloruro de hidrógeno,HCl, se obtiene el ácido
clorhídrico,HCl(ac) que es una disolución con propiedades ácidas, pero al introducirle un
indicador como el papel de tornasol azul cambia su coloración a rojo.
En el proceso de disolución de un compuesto hidrogenado con agua se produce la
interacción entre las moléculas polares del compuesto hidrogenado con las del agua,
provocando la ruptura de los enlaces covalentes polares en las moléculas de estos
compuestos, originando iones positivos y negativos denominados ion hidronio, H+(ac) y un
anión. Por ejemplo. El bromuro de hidrógeno al disolverse en agua produce los iones
hidronio, H+(ac), y el anión bromuro,Br-(ac), obteniéndose el ácido bromhídrico.
Los compuestos hidrogenados binarios de los elementos de los grupos VIA y VIIA, al igual
que los hidróxidos no metálicos son sustancias ácidas, ya que al disolverse en agua forman
iones negativos e iones hidronio.
Las disoluciones acuosas que forman los compuestos hidrogenados binarios de los
elementos de los grupos VIA y VIIA se les denomina Hidrácidos.
4.8-Establezca una comparación entre los hidróxidos no metálicos, los compuestos
hidrogenados y los hidrácidos en cuanto a.
a) iones presentes en el proceso de disolución.
b) propiedades de sus disoluciones.
4.9-Cuando se le añade agua al sulfuro de hidrógeno qué sustancia se obtendría .
Clasifíquelo según su propiedad.
4.10-Clasifique
las
sustancias
representadas
en
hidróxidos
metálicos,
compuesto
hidrogenado o hidrácido.
a) Mg(OH)2
b)ácido yodhídrico c)hidróxido de sodio d)HCl(g)
4.11- De las sustancias anteriores escoja dos y de ella responda.
A)¿Qué coloración tomarán frente a la fenolftaleina?
b) ¿Qué propiedad ácido o básica poseen?
4.4-Reacciones de las disoluciones ácidas con las disoluciones básicas y con los
metales.
Las disoluciones ácidas pueden reaccionar con los metales y con las disoluciones básicas.
1-Reacción de las disoluciones ácidas con los metales.
Cuando se produce la reacción de un hidrácido con un metal, se obtiene dihidrógeno en el
laboratorio.
Por ejemplo.
2HCl(ac) +Zn(s) = ZnCl2 (ac) +H2(g) ∆H<0
6HBr(ac) +2Al(s) =2AlBr3 (ac) +3H2(g) ∆H<0
Los ácidos en disolución acuosa con los metales produciendo dihidrógeno gaseoso y la sal
correspondiente.
Los metales varían de acuerdo a su actividad química, por lo que, las disoluciones de los
ácidos reaccionan con los metales siempre que el elemento metálico sea más activo que el
hidrógeno. En este caso se produce una transferencia de electrones del metal (agente
reductor) a los iones H+(ac) presentes en la disolución.
Los metales reaccionan con los cationes H+(ac) de las disoluciones ácidas. Para ello se
utiliza la tabla 4.5 en la que aparece la serie de actividad de los metales, colocando en orden
decreciente de su poder reductor. Los que se encuentran antes del hidrógeno pueden
reaccionar con disoluciones ácidas formando dihidrógeno (H2) en el sentido de la flecha no
reaccionan.
TABLA4.5 Serie de actividad de los metales.
Reacciona con las disoluciones de los
No producen desprendimiento de
Ácidos, produciendo dihidrógeno y
dihidrógeno con las disoluciones
una sal .
ácidas.
Li,K,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Cr,Fe
Ni,Pb
H, Cu,Ag,Pt,Au
4.12-Escriba las ecuaciones químicas de las reacciones siguientes
1-Disolución de ácido nítrico con hidróxido de sodio.
2-ácido clorhídrico con hidróxido de potasio.
3-Clasifique estas reacciones atendiendo a la variación o no del número de oxidación.
4-¿Serán exotérmicas o endotérmicas?Explique.
5-Identifique una sustancia ácida y otra básica.
4.13-Ocurrirán las siguientes ecuaciones químicas entre el ácido sulfhídrico con.
*potasio
*hierro
a)Escríbela en caso que ocurra.
b)Nombre la sal obtenida.
c)Señale agente oxidante y agente reductor. Justifique.
4.14-¿Qué producto se obtendrán en las siguientes reacciones químicas?
1- disolución ácida con un metal.
2- disolución ácida con un hidróxido metálico.
3-¿Cuál de ellas será un proceso redox?.Explique.
4-Identifique donde sea posible el agente reductor.
4.5-Los ácidos y el medio ambiente. Aplicaciones.
En la actualidad la mayoría de los combustibles utilizados en los equipos de calefacción de
los países fríos, en las industrias y en la generación de corriente eléctrica de los autos
contienen gran cantidad de impurezas de azufre, las cuales pasan a la atmósfera mediante
su combustión en forma de dióxido de azufre, SO2,cuando esta sustancia se oxida en
presencia de partículas de polvo presentes en la atmósfera se produce el trióxido de azufre
SO3, representado por la ecuación química siguiente.
2 SO2 (g) +O2(g) = 2 SO3 (g) ∆H<0
En los motores de combustión interna se obtiene el monóxido de nitrógeno, NO, que al ser
oxidado en la atmósfera produce el dióxido de nitrógeno, NO2 .
El agua está presente en la atmósfera en forma de vapor y al ponerse en contacto con estos
gases, SO2 , SO3, NO2 ,forman los ácidos correspondientes como el ácido sulfuroso, ácido
sulfúrico y ácido nítrico representados por .
SO2 (g) + H2 O (g) = H2 SO3 (ac)
SO3 (g) + H2 O (g) = H2 SO4 (ac)
2 NO2 (g) + H2 O (g) = HNO2 (ac) + HNO3* (ac)
*HNO2(ac) se descompone en NO y H2 O representándose por .
6NO2 (g) +3H2 O (g) = 4 HNO3 (ac) +2NO (g) + H2 O
En las grandes regiones industriales se emanan gran cantidad de estos gases que son
óxidos no metálicos que al mezclarse con el agua de la atmósfera forma las denominadas
lluvias ácidas que pueden caer en áreas muy lejanas de donde se forman, las cuales
ocasionan la infertilidad de los suelos, malas cosechas, el deterioro de las plantas, bosques,
árboles. Es por ello que el estado cubano ejerce un control riguroso de la emanación de
estos gases a la atmósfera, evitando que se produzcan las lluvias ácidas que no solo
afectan la economía y la cultura del país, sino que puede ser dañino para el organismo. Es
por ello que el país creo los invernaderos donde se protegen los cultivos de estas lluvias.
Aplicaciones de los ácidos.
Ácidos
Medicina
ind.azucarera
Analgésico
limpieza de equipos
Anticoagulante
industriales para
Ej.aspirina
eliminar carbonatos
(ácido acetil
impregnadas en las
salicílico)
industrias
obtención de sales,
colorantes, medicamentos
paredes de las tuberías
soldadura
eliminan capas
de óxidos en los
metales.ej.
ácido sulfúrico y
clorhídrico.
4.15-¿Qué sustancias provocan las llamadas lluvias ácidas?
A) ¿Cómo se afectaría la naturaleza con estas lluvias?
4.16-Mencione las aplicaciones de los ácidos.
4.17-Los calentadores eléctricos al ponerse en contacto con el agua se recubren con una
capa blanca.
a)¿Qué usted haría para eliminar esa capa?
RESUMEN Y EJERCITACION
4.18-¿Cuáles de las siguientes sustancias forman disoluciones ácidas.
a) óxido de potasio
b)yoduro de hidrógeno
c)ácido nítrico
d)hidróxido de sodio.
4.19-¿Qué iones formarán las disoluciones de?
a)H2 SO4
b) HCl
c) H3 PO4
d)H2S
4.20-Nombre o formule según corresponda.
a)yoduro de hidrógeno
b) Ca(OH)2
c) HCl
d) hidróxido de potasio.
4.21-Escoja de estas sustancias cuáles son conductoras de la corriente eléctrica al
disolverse o reaccionar con el agua.
a)dicloro
b) hidróxido de plata c) ácido bromhídrico d)dióxido de nitrógeno
e) ácido nítrico f)óxido de sodio.
4.22-Escriba las ecuaciones del ejercicio anterior al reaccionar con el agua.
4.23-¿Qué iones se forman al disolverse en agua un.
a) hidróxido no metálico
b) hidrácido.
4.24-Analice la relación de transformación siguiente.
Na
Na2O
NaOH
NaNO3
a)Escriba las reacciones químicas.
b)Identifique un proceso redox y otro no redox
c)Señale agente oxidante y reductor donde sea posible.Explique.
4.25-Nombre o formule según corresponda.
A)MgCl2
b) Ca(OH)2
c)) hidróxido de litio
d)sulfuro de sodio e)ZnSO4
f)KCl
4.26-Escriba las reacciones químicas siguientes.
a) reacción del sodio con el dicloro
b) reacción del hidróxido de plata con el ácido clorhídrico.
c) reacción del potasio con el agua con desprendimiento de calor.
4.27-En las reacciones identifique.
a) una sal binaria.
b) un hidróxido metálico
c)una sustancia con enlace metálico
d)una sal ternaria
e)nombre los productos de las reacciones
f) una sustancia con propiedades básicas.
g) una sustancia conductora de la corriente eléctrica
4.28-Dado los esquemas de transformaciones siguientes
óxido de cinc--------------------- hidróxido de cinc
magnesio------------------------bromuro de magnesio
hidróxido de sodio--------- hidróxido de calcio ---------- óxido de calcio
potasio-----------cloruro de potasio------------ hidróxido de potasio
a) Escriba las ecuaciones químicas que deben producirse en cada caso.
b)Clasifíquelas en redox o no redox
c)Identifique agente oxidante y agente reductor.
d)Mencione una aplicación del cloruro de potasio.
4.29-Cuando reacciona el sodio con el dicloro se obtiene una sal binaria.
a) Escriba la ecuación química de la reacción
b)Señale reaccionante y producto.
c)Si en la reacción hubiera desprendimiento de calor cómo sería el criterio energético.
Explique.
d)Determine cuántos moles de sodio hay en 15 g
e)Mencione una aplicación de la sustancia producto.
4.30-Dadas las fórmulas químicas siguientes. SO2 ,MgI2,NaOH.
A)Escriba el nombre de cada sustancia.
b) ¿ Qué información se obtiene de cada una de ellas sobre la relación entre el número de
átomos o iones. ?
c) Identifique una sustancia con propiedades básicas.
d) Identifique un hidróxido metálico y una sal binaria.
e)Mencione una aplicación de los hidróxidos metálicos y de las sales.
4.31-Escriba las siguientes ecuaciones químicas con desprendimiento de calor.
a)cinc con dicloro.
b)sodio con agua.
c)óxido de magnesio con agua.
4.32-En las ecuaciones anteriores.
a)Clasifique b y c en redox o no redox.
b)Identifique en a el agente oxidante. Explique.
c)Clasifíquelas según el criterio energético .
d)Determine cuantos gramos de cinc hay en 3 moles.
e) ¿Cómo usted identificaría un hidróxido metálico?