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SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
IV ELEMENTOS DE FÍSICOQUÍMICA
ELEMENTOS DE FISICOQUIMICA
La Fisicoquímica es una ciencia cuyo objetivo es el estudio de los procesos químicos
desde un punto de vista físico. Para abordar el estudio de estos procesos, la Fisicoquímica lo
hace a través de enfoques microscópicos y macroscópicos , estableciendo modelos y postulados
que van a permitir predecir y explicar los fenómenos estudiados.
La Fisicoquímica como disciplina científica trata de explicar las propiedades químicofísicas de los materiales desde un punto de vista puramente físico. Las áreas de la química de las
que más trata la fisicoquímica son la termodinámica química, cinética química y química
cuántica
Objetivo General
Que el alumno logre una idea general sobre la ciencia físicoquímica, su lenguaje, su
simbología y objetivos; a efectos de facilitarle futuros aprendizajes superiores en la
disciplina.
Objetivos específicos
-
-
Que el alumno ingresante logre un concepto claro aunque general sobre cual es el objeto
de estudio en la Físicoquímica. Cuales son las propiedades principales que hacen a la
caracterización de los sistemas materiales. El recurso de las unidades para su
cuantificación. En especial el mol como unidad.
Que logre una idea sobre los grados de división de la materia, a efectos de poder utilizar
números atómicos, masas atómicas y moleculares, como así también la utilización de
la tabla periódica.
Que llegue a una comprensión clara de las leyes fundamentales de la química y su
relación con la formulación química, las valencias de los elementos y la estequiometría.
Que adquiera habilidades suficientes para interpretar y resolver problemas relacionados a
la estequiometría de las reacciones químicas, es decir, su aspecto cuantitativo en lo que
respecta a las masas y moles intervinientes.
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-
Que lleguen a un aprendizaje elemental pero suficiente, para el inicio de sus actividades
curriculares, en el lenguaje de la química inorgánica, como ser nomenclatura, unión
química y formulación.
Que el alumno después de desarrollar conceptos fundamentales, logre con el auxilio de la
presente guía, afianzar esos conocimientos por medio de la ejercitación en situaciones
problema.
PROGRAMA
Tema I: Sistemas Materiales. Materia y energía. Leyes de la conservación de materia y energía.
Estados de un sistema. Cambio de estado. Propiedades extensivas e intensivas. Sistemas
homogéneos y heterogéneos. Substancias y mezclas. Substancias simples y compuestas.
Elementos.
Molécula y átomo: caracterización de las partículas subatómicas principales. Número
atómico y número másico. Isótopos. Masas atómicas.
Clasificación periódica de los elementos: su relación con la configuración electrónica de
los elementos. La tabla periódica como recurso práctico.
Tema II: La Físiccouímica como ciencia experimental. Concepto de medición. Sistemas de
unidades. Leyes fundamentales de las combinaciones químicas. Cantidades en el cambio
químico: masas atómicas, moleculares y de unidad de fórmula. Unidad de cantidad de materia:
mol. Número de Avogadro. Composición centesimal; fórmulas mínima y molecular. Unidades
de concentración: molaridad, molalidad, fracción molar, porcentajes.
Tema III: Metodología de formulación y nomenclatura química inorgánica. Símbolos químicos.
Valencia y formulación. Nomenclatura: enfoques clásico y moderno. Balances Estequiométricos;
métodos de determinación de coeficientes estequiométricos: prueba/error y algebraico. Número
de oxidación. Reacciones redox: balance de casos sencillos. Cálculos estequiométricos:
relaciones de masas, números de moles y volúmenes.
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INDICE
Página
IV.1.1
IV.1.2
IV.1.3
IV.1.4
IV.1.5
IV.1.6
IV.1.7
IV.1.8
IV.1.9
IV.1.10
IV.1.11
IV.1.12
IV.1.13
IV.1.14
IV.1.15
IV.1.16
IV.1.17
IV.1.18
IV.1.19
IV.2.1
IV.2.2
IV.2.3
IV.2.4
IV.2.5
IV.2.6
IV.2.7
IV.2.8
IV.2.9
IV.2.10
IV.2.11
IV.2.12
IV.2.13
IV.2.14
IV.3.1
IV.3.2
IV.3.3
IV.3.4
IV.3.5
IV.3.6
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA...........................................................................114
MATERIA ..............................................................................................................114
ESTADOS DE LA MATERIA................................................................................114
MASA Y PESO.......................................................................................................115
ENERGÍA ...............................................................................................................115
LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA ........................................116
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA ...............................................116
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA...................116
SUSTANCIAS Y MEZCLAS .................................................................................117
SEPARACIÓN DE MEZCLAS...........................................................................117
PROPIEDADES QUÍMICAS Y FÍSICAS ...........................................................119
CAMBIOS QUÍMICOS Y FÍSICOS ...................................................................121
LAS MEDICIONES EN QUÍMICA ....................................................................121
UNIDADES DE MEDICIÓN ..............................................................................122
CIFRAS SIGNIFICATIVAS ...............................................................................124
DENSIDAD Y GRAVEDAD ESPECÍFICA........................................................127
CALOR Y TEMPERATURA..............................................................................129
TRANSFERENCIA DE CALOR Y MEDICIÓN DEL CALOR ..........................131
GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES ..................................................133
LA TABLA PERIÓDICA .......................................................................................134
AFINIDAD ELECTRÓNICA..................................................................................137
ELECTRONEGATIVIDAD....................................................................................138
METALES, NO METALES Y METALOIDES.......................................................138
ÁTOMOS Y MOLÉCULAS ...................................................................................141
FÓRMULAS QUÍMICAS .......................................................................................142
IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS......................................................................143
NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO DE MASA E ISÓTOPOS.................................145
MASAS ATÓMICAS..............................................................................................146
MASA ATÓMICA PROMEDIO .........................................................................147
PESOS ATÓMICOS ...........................................................................................147
MASA MOLAR DE UN ELEMENTO, MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO...148
PESOS FÓRMULA, PESOS MOLECULARES Y MOLES ................................150
NÚMEROS DE OXIDACIÓN ............................................................................152
COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULAS DE COMPUESTOS.................154
LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA .........................................................155
ECUACIONES QUÍMICAS....................................................................................156
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS....................................158
CÁLCULOS QUE SE REALIZAN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS ...164
GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES......................................................167
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IV.1.1 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
La química es una ciencia eminentemente experimental. La mayoría de los químicos
trabaja en un laboratorio en una forma u otra. En un sentido amplio se puede visualizar a la
Química en tres niveles. El primer nivel es la “observación”. En este nivel, el químico observa
lo que en realidad ocurre en un experimento: un aumento de temperatura, un cambio de color,
una formación de gas, etc. El segundo nivel es la “representación”. El químico registra y
describe el experimento en un leguaje científico mediante el uso de símbolos y ecuaciones. Este
lenguaje ayuda a simplificar la descripción y establecer bases comunes en las cuales los
químicos pueden comunicarse entre sí. El tercer nivel es la “interpretación”, el cual significa
que el químico intenta explicar el fenómeno observado.
Tomemos un ejemplo: toda persona ha presenciado la corrosión del hierro alguna vez.
Este proceso ocurre en el mundo macroscópico, donde se enfrentan cosas que pueden ser vistas,
tocadas, pesadas, etc. Si se estudiara la corrosión del hierro como un proyecto químico, el
siguiente paso sería describir este proceso con una “ecuación química” que explicara la forma en
que se produce la herrumbre a partir de hierro, oxígeno gaseoso y agua en un conjunto de
condiciones dadas.
Por último se harían preguntas como: “¿Qué ocurre realmente cuando el hierro se
corroe?” y “¿por qué en condiciones semejantes el hierro se corroe y el oro no?”
Para contestar estas preguntas y otras relacionadas, es necesario conocer el
comportamiento de las unidades fundamentales de las sustancias, que son los átomos y
moléculas. Debido a que éstos son extremadamente pequeños comparados con los objetos
macroscópicos, las interpretación de un fenómeno observado nos lleva al mundo microscópico.
En el estudio de la química, es necesario considerar ambos mundos, el microscópico y el
macroscópico. Los datos para las investigaciones químicas por lo general provienen de
fenómenos de gran escala y observaciones. Pero las hipótesis, teorías y explicaciones
demostrables, que hacen de la Química una ciencia experimental, a menudo se expresan en
términos del invisible y parcialmente imaginario mundo microscópico de los átomos y las
moléculas. Se ha dicho a menudo, que el químico ve una cosa (en el mundo macroscópico) y
piensa otra (en el mundo microscópico). En el ejemplo dado, un químico verá una chapa
oxidada, y pensará en las propiedades fundamentales de las unidades individuales del hierro y en
la misma forma en que estas unidades interactúan para producir el cambio observado.
IV.1.2
MATERIA
Cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa se llama materia. Materia es todo lo que
nos rodea, ya sea que se le pueda ver y tocar (como agua, tierra y árboles) o no (como el aire).
Debido a que todos los cuerpos en el universo cumplen con la definición de materia,
todos están formados por ella. Los sentidos de la vista y el tacto permiten reconocer que un
objeto ocupa un lugar en el espacio. En el caso de gases incoloros, inodoros e insípidos (tales
como el aire), los sentidos pueden fallar.
IV.1.3 ESTADOS DE LA MATERIA
La materia se clasifica en tres estados, aun cuando algunos ejemplos no se ajusten
completamente a cualquiera de las tres categorías. En el estado sólido las sustancias son rígidas
y tienen forma definida. El volumen de los sólidos no varía en forma considerable con los
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cambios de temperatura y presión; en algunos sólidos denominados cristalinos, las partículas
individuales que los conforman ocupan posiciones definidas en la estructura cristalina. Las
fuerzas de interacción entre las partículas individuales determinan la dureza y la resistencia del
cristal. En el estado líquido las partículas individuales están confinadas en un volumen dado.
Los líquidos fluyen y toman la forma del recipiente que los contiene, sin que su volumen varíe.
Los líquidos son difíciles de comprimir. Los gases son menos densos que los líquidos y los
sólidos, y ocupan todo el recipiente que los contiene; pueden expandirse hasta el infinito y se
comprimen con facilidad. Se concluye que los gases consisten principalmente de espacio vacío;
esto es, las partículas individuales están bastante separadas.
Los tres estados de la materia son convertibles entre ellos mismos. Un sólido se fundirá,
por calentamiento, para formar un líquido. (La temperatura a la cual ocurre esto se denomina
punto de fusión.) Un calentamiento ulterior convertirá el líquido en gas. (Esta conversión se lleva
a cabo en el punto de ebullición del líquido.) Por otro lado, el enfriamiento de un gas lo
condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría aún más, se congelará para
producir un sólido.
IV.1.4 MASA Y PESO
La masa es una medida de la cantidad de materia en un objeto. Los términos "masa" y
"peso" se usan a menudo como sinónimos, aunque, en rigor, se refieren a cantidades diferentes.
En el lenguaje científico, el peso es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. Una
manzana que cae de un árbol es atraída hacia abajo por la fuerza de gravedad de la Tierra. La
masa de la manzana es constante y no depende de su situación, pero su peso sí. Por ejemplo, en
la superficie de la Luna la manzana pesaría sólo la sexta parte de lo que pesa en la Tierra, dado
que la gravedad lunar es sólo un sexto de la terrestre. Ésta es la razón por la cual los astronautas
son capaces de saltar en la superficie de la Luna a pesar de lo voluminoso de su equipo y sus
trajes espaciales. La masa de un objeto se puede determinar con facilidad empleando una
balanza, proceso que, en el extremo del desatino, se denomina pesar.
IV.1.5 ENERGÍA
Se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor. Se conocen diversas
formas de energía, que incluyen la energía mecánica, eléctrica, calorífica y luminosa. Los
vegetales utilizan la energía luminosa del sol para su crecimiento. La energía eléctrica permite
iluminar un cuarto con sólo cerrar un interruptor. La energía calorífica permite cocinar los
alimentos y calentar los hogares.
La energía se puede clasificar en dos tipos principales: cinética y potencial.
Un cuerpo en movimiento, como una roca que se despeña, posee energía debido a su
movimiento; ésta se denomina energía cinética, y representa la capacidad de realizar trabajo en
forma directa y se transfiere fácilmente de un objeto a otro. La energía potencial es la energía
que posee un cuerpo debido a su posición o su composición. El carbón, por ejemplo, posee
energía química, una forma de energía potencial debido a su composición. Algunas plantas
generadoras de electricidad utilizan carbón, como combustible para producir calor y en forma
subsecuente, energía eléctrica. Una roca que se encuentra en la cima de una montaña posee
energía potencial debido a su altura. Cuando se despeña convierte su energía potencial en energía
cinética. En este texto se estudia la energía debido a que todos los procesos químicos están
acompañados de cambios de energía hacia el medio circundante al producirse, generalmente en
forma de energía calorífica, éstas reacciones se denominan exotérmicas; sin embargo, otras
reacciones son endotérmicas, es decir, absorben energía del ambiente circundante.
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IV.1.6 LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA
Cuando se quema una muestra de magnesio metálico en el aire, éste se combina con el
oxígeno para formar óxido de magnesio, un polvo blanco. En esta reacción química se liberan
grandes cantidades de energía calorífica y luminosa. Cuando se pesa el producto de la reacción,
el óxido de magnesio, se encuentra que es más pesado que la muestra original de magnesio; este
incremento en la masa del sólido se debe a la combinación del oxígeno con el magnesio para
formar óxido de magnesio. Muchos experimentos han demostrado que la masa del óxido de
magnesio es exactamente igual a la suma de las masas del magnesio y del oxígeno que se
combinaron para formarlo. Lo mismo ocurre en todas las reacciones químicas. Estas
observaciones se resumen en la ley de la conservación de la materia.
No hay un cambio observable en la cantidad de materia durante una reacción y química
ordinaria. Este enunciado es un ejemplo de una ley científica (natural) y es un enunciado
general que se basa en el comportamiento observado de la materia y no se conocen excepciones
del mismo.
IV.1.7 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA
En las reacciones químicas exotérmicas, la energía química casi siempre se convierte en
energía calorífica, aunque en algunos procesos exotérmicos también se producen otros tipos de
cambios de energía. Por ejemplo, en algunas reacciones se libera energía luminosa sin calor, y en
otras, se produce energía eléctrica sin desprendimiento de calor o luz. En las reacciones
endotérmicas, la energía calorífica, luminosa o eléctrica, se convierten en energía química. Aún
cuando los cambios químicos siempre llevan consigo cambios de energía, algunas
transformaciones de energía no implican cambios químicos. Por ejemplo, la energía calorífica se
puede convertir en energía eléctrica o en energía mecánica sin cambios químicos simultáneos.
Los experimentos han demostrado que toda la energía que interviene en algún cambio químico o
físico aparece en alguna otra forma después del cambio; estas observaciones se resumen en la ley
de la conservación de la energía, la cual se expresa en el enunciado siguiente:
“La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”
IV.1.8 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA
Con el advenimiento de la era nuclear en la década de los 40, los científicos, y
posteriormente el mundo entero, comprendieron que la materia se puede convertir en energía. En
las reacciones nucleares la materia se transforma en energía. La relación entre materia y energía
fue establecida por Albert Einstein mediante su famosa ecuación:
E = mc2
Esta ecuación establece que la cantidad de energía que se libera, cuando la materia se
transforma en energía, es el producto de la masa que se transforma y el cuadrado de la velocidad
de la luz. Hasta el momento no se ha observado la transformación de la energía en materia a gran
escala; sin embargo, se ha logrado a escala mínima en los "desintegradores atómicos" o
aceleradores de partículas utilizados para llevar a cabo reacciones nucleares. Una vez que se
reconoce la equivalencia de la materia y la energía, se puede expresar la ley de la conservación
de la materia y la energía en un enunciado sencillo:
“La cantidad combinada de la materia y energía en el universo es fija”
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IV.1.9 SUSTANCIAS Y MEZCLAS
Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición constante o definida
(el número y tipo de unidades básicas presentes) y propiedades distintivas. Algunos ejemplos
son: agua, amoníaco, azúcar (sacarosa), oro, oxígeno, etc. Las sustancias difieren entre sí por su
composición y se pueden identificar por su aspecto, olor, sabor y otras propiedades. A la fecha,
el número de sustancias conocidas excede los cinco millones, y la lista aumenta con rapidez.
Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual éstas mantienen su
identidad. Algunos ejemplos familiares son aire, bebidas gaseosas, leche y cemento.
Las mezclas no tienen composición fija; muestras de aire colectadas en dos ciudades
distintas probablemente tendrán composiciones diversas como resultado de sus diferencias en
altitud, contaminación, etcétera.
Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Cuando una cuchara de azúcar se
disuelve en agua, la composición de la mezcla, después de agitar lo suficiente, es la misma en
toda la solución. Esta solución es una mezcla homogénea. Sin embargo, si se colocan juntas
arena y virutas de hierro resulta una mezcla heterogénea, pues los componentes individuales
permanecen físicamente separados y se pueden ver como tales. Cualquier mezcla, ya sea
homogénea o heterogénea, se puede separar en sus componentes puros por medios físicos sin
cambiar la identidad de dichos componentes. Así, el azúcar se puede separar de la mezcla
homogénea antes descrita evaporando la solución hasta la sequedad. Si se condensa el vapor de
agua que se libera, es posible obtener el componente agua. Y se puede utilizar un imán para
recuperar las virutas de hierro de la arena, dado que el imán no atrae a esta última. Después de la
separación, no habrá ocurrido cambio alguno en la composición de las sustancias que constituían
la mezcla.
IV.1.10 SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Las muestras de elementos y compuestos rara vez se encuentran en la naturaleza en forma
pura, o casi pura, por lo que es necesario separarlos de las mezclas en las que se encuentran.
Cuando se prepara un compuesto en el laboratorio, se requieren varios pasos para separarlo en
forma pura de la mezcla de reacción donde se formó (subproductos, materiales iniciales sin
reaccionar y disolvente). Por tanto, la separación de las mezclas es muy importante; a
continuación, se describen algunos métodos para separar las sustancias puras de las mezclas.
Filtración
La filtración es el proceso para separar los sólidos que se encuentran suspendidos en los
líquidos al pasar la mezcla a través de un embudo de filtración; cuando el líquido atraviesa el
filtro, las partículas sólidas se retienen en él. La cantidad de plata en una solución puede
determinarse agregando ácido clorhídrico para formar cloruro de plata, el cual se recoge en un
filtro, se seca y se pesa.
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Figura 1 - Montaje de laboratorio para destilación. Durante la destilación de un líquido impuro, las sustancias no volátiles
permanecen en el matraz de destilación. El líquido se vaporiza y se condensa antes de ser recolectado en el matraz receptor
Destilación
Un líquido que se vaporiza fácilmente se llama líquido volátil. Cuando un líquido se
calienta a una temperatura lo suficientemente alta, entra en ebullición, es decir, pasa al estado
gaseoso o de vapor. La destilación es el método por el cual se puede separar en sus componentes
una mezcla que contenga sustancias volátiles; por ejemplo, si se calienta una solución salina, el
agua, que es el componente más volátil, se evapora dejando atrás la sal sólida. En la figura 1 se
muestra un equipo sencillo de laboratorio para destilación. El recipiente en que se calienta la
mezcla se denomina matraz de destilación. El condensador es un tubo de vidrio de doble pared.
Por la cámara exterior pasa agua fría para condensar el vapor caliente (gas) a un líquido. Cuando
una mezcla líquida consta de dos o más líquidos volátiles; se emplea la destilación fraccionada
(véase Fig. 2). El líquido con el punto de ebullición más bajo en forma general se destila
primero. Las columnas fraccionadoras se empacan con perlas de vidrio para tener mayor
superficie de contacto para que la parte menos volátil del vapor se condense. La temperatura es
mayor en la parte inferior y menor en la superior de la columna fraccionadora; así, el líquido con
punto de ebullición más bajo se evapora primero, mientras que el líquido menos volátil se
condensa en las perlas y cae al matraz de destilación. Cuando el líquido más volátil se ha
evaporado, la temperatura del matraz de destilación aumenta y el siguiente líquido más volátil
comienza a evaporarse.
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Figura 2 - Equipo para destilación fraccionada. La fase de vapor que se eleva en la columna está en equilibrio con la
fase líquida que se condensa y cae de nuevo con lentitud por la columna.
Cromatografía
La cromatografía consiste en diversas técnicas utilizadas para separar mezclas.
En ella se emplea una fase estacionaria y una móvil.
Cromatografía en papel. Si en un pedazo de papel filtro se traza una línea con tinta, los
tintes que constituyen la tinta se separaran. Cuando un extremo del papel filtro seco se introduce
en agua, cada tinte se aleja de la línea original a velocidad característica propia. Las fibras
húmedas del papel son la fase estacionaria y la solución de tinta es la fase móvil. Como los
diferentes tintes tienen distinta atracción por las fibras húmedas del papel, se desplazan a lo largo
del mismo a distinta velocidad.
Cromatografía, en columna. Se hace pasar una mezcla líquida a través de una columna
empacada con material absorbente. Después de que los compuestos se absorben en la columna,
se agrega disolvente adicional que pasa a través de la misma columna. Algunos compuestos de la
mezcla son atraídos por el material absorbente con mayor intensidad que otros. Estos
componentes bajan por la columna con mayor lentitud que los que son retenidos con menor
intensidad. Los componentes forman bandas a lo largo de la columna que se desplazan a
diferente velocidad hasta salir por la parte inferior. Cada fracción se recoge y el compuesto de
interés se separa del líquido.
IV.1.11 PROPIEDADES QUÍMICAS Y FÍSICAS
Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y algunas veces únicas.
Para diferenciar las muestras de diferentes tipos de materia se determinan y comparan sus
propiedades. Hay distintos tipos de materia según sus propiedades, las cuales se clasifican de
manera general en propiedades químicas y físicas.
Las propiedades químicas son las que exhibe la materia cuando experimenta cambios en
su composición. Estas propiedades de las sustancias se relacionan con los tipos de cambios
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químicos que experimentan. Por ejemplo, el enunciado "el hidrógeno gaseoso se quema en
presencia de oxígeno gaseoso para formar agua" describe un cambio químico del hidrógeno, en
este caso la combustión. Después del cambio, los gases originales, hidrógeno y oxígeno, habrán
desaparecido y todo lo que quedará será agua. No es posible recuperar el hidrógeno del agua por
un cambio físico como la ebullición o la congelación del agua. Así mismo, se ha descrito la
combinación del magnesio metálico con oxígeno gaseoso para formar óxido de magnesio, un
polvo blanco. Una propiedad química del magnesio es que se puede combinar con el oxígeno,
liberando energía en el proceso. Una propiedad química del oxígeno es aquella que se puede
combinar con el magnesio.
Todas las sustancias tienen también propiedades físicas que se observan en ausencia de
cualquier cambio en la composición. Se puede medir y observar sin modificar la composición o
identidad de la sustancia. El color, la densidad, la dureza, el punto de fusión, el punto de
ebullición y la conductividad eléctrica o térmica son propiedades físicas. Algunas propiedades
físicas de las sustancias como la temperatura y la presión dependen de las condiciones bajo las
que se miden. Por ejemplo, el agua es un sólido (hielo) a bajas temperaturas, pero es líquida a
temperaturas más altas y a temperaturas aún mayores, es un gas (vapor). Cuando el agua pasa de
un estado a otro, su composición es constante; sus propiedades químicas varían muy poco. Por
otro lado, las propiedades físicas del hielo, el agua líquida y el vapor son diferentes (véase Fig.
3). De modo similar, cuando se dice que el helio es más ligero que el aire, se hace referencia a
una propiedad física.
Las propiedades de la materia se pueden clasificar también en propiedades extensivas o
intensivas. Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de material que se examine. El
volumen y la masa de una muestra son propiedades extensivas porque dependen de, y son
directamente proporcionales, a la cantidad de materia contenida en la muestra examinada. Las
propiedades intensivas no dependen de la cantidad de material examinado. Por ejemplo, el
color y el punto de fusión son los mismos para una muestra pequeña que para una más grande.
Todas las propiedades químicas son propiedades intensivas. Debido a que ninguna sustancia
tiene las mismas propiedades químicas y físicas en las mismas condiciones, es posible identificar
y distinguir las diferentes sustancias. Por ejemplo, el agua es el único líquido claro e incoloro
que se congela a 0° C, hierve a 100° C a una atmósfera de presión, disuelve relativamente
grandes cantidades de sulfato de cobre (II) y reacciona violentamente con el sodio. En la tabla se
comparan diversas propiedades físicas de algunas sustancias. Una muestra de cualquiera de esas
sustancias se puede distinguir de las otras al determinar sus propiedades.
Figura 3:
El hielo es H2O sólida
H2O líquida
El vapor es H2O gaseosa
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Propiedad
Rigidez
Rígido
Fluye y toma la forma del
recipiente que lo contiene.
Llena en su totalidad
cualquier recipiente
Expansión al
calentarse
Leve
Leve
Se expande hasta el infinito
Compresibilidad
Leve
Leve
Se comprime fácilmente
IV.1.12 CAMBIOS QUÍMICOS Y FÍSICOS
Se ha descrito la reacción del magnesio cuando se quema en el oxígeno del aire. Esta
reacción, dijimos que es un cambio químico. En cualquier cambio químico, 1) se utilizan una o
más sustancias (al menos parcialmente); 2) se forman una o más sustancias nuevas; y 3) se libera
o se absorbe energía. Cuando las sustancias experimentan cambios químicos, demuestran sus
propiedades químicas. Por otra parte, un cambio físico ocurre sin que se dé un cambio en la
composición química. En forma general, las propiedades físicas se alteran considerablemente
cuando la materia experimenta cambios físicos. En los cambios químicos siempre se libera o
absorbe energía. Se necesita energía para fundir hielo y para hervir agua. Por el contrario, la
condensación de vapor para formar agua líquida siempre libera energía, como ocurre en la
congelación de agua líquida para formar hielo. Cada vez que el lector prepara un huevo cocido
para el desayuno, está provocando cambios químicos. Al ser sometido a una temperatura
aproximada de 100°C, tanto la clara como la yema experimentan reacciones que modifican no
sólo su aspecto físico sino también su composición química. Al ser comido, el huevo cambia su
composición química de nuevo por efecto de sustancias presentes en el estómago llamadas
enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio químico. La forma específica en
que este proceso se realiza depende de las propiedades químicas de los alimentos y de las
enzimas implicadas.
IV.1.13 LAS MEDICIONES EN QUÍMICA
Las mediciones en el mundo científico suelen expresarse en unidades del sistema métrico
decimal o su moderno sucesor, el sistema internacional de unidades (SI), adoptado por el NBS en
1964. El sistema internacional de unidades (SI) se basa en siete unidades fundamentales, las
cuales se indican en la tabla 1. Todas las demás unidades de medición se derivan de ellas.
Tabla 1.1 - Las siete unidades fundamentales de medición (SI)
Propiedades físicas
longitud
masa
tiempo
corriente eléctrica
temperatura
intensidad luminosa
cantidad de sustancia
Nombre de la unidad
metro
kilogramo
segundo
ampere
kelvin
candela
mol
Símbolo
m
kg
s
A
K
cd
mol
En este texto se usarán tanto unidades métricas como unidades SI. Las conversiones entre
unidades SI y de otros sistemas son fáciles y por lo general, directas.
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Los sistemas métrico y SI son sistemas decimales, en los que se emplean prefijos para
indicar fracciones y múltiplos de diez. Los mismos prefijos se usan con todas las unidades de
medición. Las distancias y masas de la tabla 2 ilustran el empleo de algunos prefijos comunes y
las relaciones entre ellos.
TABLA 1. 2 - Prefijos de uso común en los sistemas métrico y SI
PREFIJO
ABREVIATURA
mega-
M
kilo-
k
deci-
d
centi-
c
mili-
SIGNIFICADO
EJEMPLO
106
1 megametro (Mm) = 1 x 106 m
103
10 -1
1 kilómetro (km)
= 1 x 103 m
1 decímetro (dm)
= 0.1 m
1 centímetro (cm) = 0.01 m
m
10 -2
10 -3
micro-
µ
10 -6
nano-
n
pico-
p
10 -9
10 -12
1 miligramo (mg)
= 0.001 g
1 microgramo (µ g) = 1 x 10 -6g
1 nanogramo (ng) = 1 x 10 -9g
1 picogramo (pg)
= 1 x 10 -12g
IV.1.14 UNIDADES DE MEDICIÓN
Masa y peso
Hay que indicar la diferencia entre masa y peso. La masa mide la cantidad de materia que
un cuerpo contiene, la masa de un cuerpo no varia si el cuerpo cambia de posición. En cambio, el
peso de un cuerpo es la medida de la atracción gravitacional de la Tierra sobre él, la cual varía
según la distancia al centro de la Tierra. Un objeto pesa ligeramente menos en la cima de una
montaña que en el fondo de un valle profundo. La masa de un cuerpo no varía según su posición,
pero el peso sí. Por lo tanto, la masa es una propiedad más fundamental que el peso; sin
embargo, se acostumbra usar el término "peso" cuando se requiere decir masa, porque el peso es
una forma de medir la masa. Como generalmente se estudian las reacciones químicas en
condiciones de gravedad constante, las relaciones de peso son tan válidas como las de
masa. Sin embargo, conviene tener presente que los dos conceptos no son idénticos.
La unidad fundamental del sistema SI es el kilogramo (véase Tabla 1.3). El kilogramo se
define como la masa de un cilindro de platino iridiado que se conserva en una bóveda de Sévres,
cerca de París, Francia. Un cuerpo que pesa una libra, tiene una masa de 0.4536 kilogramos. La
unidad fundamental del sistema métrico es el gramo.
TABLA 1. 3 Algunas unidades de masa del sistema SI
kilogramo, kg
gramo, g
miligramo, mg
microgramo, µg
unidad fundamental
1000 g = 1 kg
1000 mg = 1 g
1 000 000 µg = 1 g
Longitud
El metro es la unidad estándar (distancia) en los sistemas métrico y SI; se define como la
distancia que viaja la luz en el vacío en un 1/299 792 468 de segundo, lo que equivale a 1 metro.
Esto es aproximadamente 39.37 pulgadas. Las cantidades que el sistema inglés mide en pulgadas
pueden expresarse en centímetros en el sistema métrico (1 cm es 1/100 metro).
122 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Volumen
En el sistema métrico el volumen se mide en litros o mililitros. Un litro (1 L) es un
decímetro cúbico (1 dm3), o 1000 centímetros cúbicos (1000 cm3); un mililitro (1 ml) es 1 cm3.
En el sistema SI la unidad fundamental de volumen es el metro cúbico, y el decímetro cúbico
reemplaza a la unidad métrica, el litro.
Para medir líquidos se utilizan diferentes tipos de vasos graduados, la elección de los
mismos depende de la exactitud que se desee. Por ejemplo, el volumen medido con una bureta es
más exacto que el medido con una probeta pequeña.
Velocidad y aceleración.
Por definición, la velocidad es el cambio de la distancia con el tiempo; esto es,
velocidad = espacio
tiempo
La aceleración es el cambio de la velocidad con el tiempo; esto es, cambio de velocidad
aceleración = cambio de velocidad
tiempo
Por consiguiente, la velocidad tiene unidades de m/s (o cm/s) y la aceleración tiene
unidades de m/s2 (o cm/s2). Se requiere la velocidad para definir la aceleración, que a su vez es
necesaria para definir la fuerza y en consecuencia la energía. Tanto la fuerza como la energía son
importantes en muchas áreas de la Química.
Fuerza.
De acuerdo con la segunda ley de Newton sobre el movimiento,
fuerza = masa x aceleración
En el lenguaje común, la fuerza a menudo se considera sinónimo de empuje o tracción.
En Química las fuerzas estudiadas son principalmente las fuerzas eléctricas que existen
entre átomos y moléculas. La naturaleza de estas fuerzas se explorará más adelante en capítulos
posteriores. La unidad de fuerza SI derivada es el newton (N), donde
1 N = 1 kg m/s2
Presión.
La presión se define como fuerza aplicada por unidad de área; esto es,
Presión
=
Fuerza
Área
La fuerza experimentada por cualquier área expuesta a la atmósfera terrestre es igual al
peso de la columna de aire que soporte dicha área. La presión ejercida por esta columna de aire
se llama presión atmosférica. El valor real de la presión atmosférica depende de la ubicación
geográfica, temperatura y condiciones ambientales. Una referencia común de presión es una
atmósfera (1 atm), que representa la presión atmosférica ejercida por una columna de aire seco al
nivel de mar a 0°C. La unidad SI derivada para la presión se obtiene aplicando la unidad también
derivada de fuerza de un newton sobre un metro cuadrado, el cual a su vez es la unidad derivada
de área. Una presión de un newton por metro cuadrado(lN/m2) se denomina un pascal (Pa).
Entonces, una atmósfera se define por medio de la siguiente equivalencia exacta:
___________________________________________________________________________ 123
1 atm = 101,325 Pa
= 101.325 kPa
Nota: Se utiliza la notación inglesa, donde el punto equivale a nuestra coma y la coma a
nuestro punto.
IV.1.15 CIFRAS SIGNIFICATIVAS
Hay dos clases de números: los exactos que pueden ser contados o definidos; se sabe que
son absolutamente exactos, por ejemplo, al contar el número preciso de personas en una
habitación cerrada no se tiene duda de cuántas personas hay. Una docena de huevos se define
exactamente como 12 huevos, ni más, ni menos. Los números se obtienen al efectuar mediciones
no son exactos. En cada medición se hace una estimación; supóngase que se desea medir esta
página con aproximación de 0.1 mm, ¿cómo se procede? Las divisiones menores (líneas de
calibración) de las reglas de 1 metro están separadas 1 mm, y cualquier intento para medir 0.1
mm requiere de una estimación. Si tres personas distintas miden la longitud de la página con
aproximación de 0.1 mm, ¿obtendrán la misma respuesta? Probablemente no. Para resolver este
problema se utilizan las cifras significativas.
Las cifras significativas son dígitos que la persona que hace la medición considera como
correctos. Las cifras significativas indican la incertidumbre en las mediciones. Supóngase que la
persona es capaz de utilizar el dispositivo de medición; mide una distancia con una regla de 1
metro, y reporta 343.5 mm. ¿Qué significa este número? Ella considera que la distancia es mayor
de 343.4 mm, pero menor de 343.6 mm y lo más aproximado es 343.5 mm. El número 343.5
contiene 4 cifras significativas, el último dígito 5 es el más aproximado y por lo tanto, es dudoso,
pero se considera como cifra significativa. Existe cierto grado de incertidumbre en cualquier
medición.
Al expresar los números que se obtienen de mediciones sólo debe reportarse un dígito
estimado. Como la persona que efectúa la medición no tiene la certeza de que la cifra sea
correcta, no tiene significado expresar la distancia como 343.53 mm.
Para ver en forma más clara el papel que desempeñan las cifras significativas al reportar
el resultado de las mediciones. Las probetas graduadas se emplean para medir volúmenes de
líquidos cuando no es necesario un alto grado de exactitud. Las líneas de calibración en una
probeta de 50 ml, representan incrementos de 1 ml. Es posible estimar el volumen de un líquido
en una probeta de 50 ml hasta 0.2 ml (1/5 de los incrementos de la calibración) con certeza
razonable. Se puede medir el volumen de un líquido en esta probeta y reportarlo como 39.4 ml,
es decir, con tres cifras significativas.
Las buretas se emplean para medir volúmenes de líquidos cuando se requiere un alto
grado de exactitud. Las líneas de calibración en una bureta de 50 ml representan incrementos de
0.1 ml, permitiendo hacer estimaciones hasta de 0.02 ml (1/5 de los incrementos de calibración)
con una certeza razonable. Las personas experimentadas estiman volúmenes de buretas de 50 ml
hasta de 0.01ml con reproducibilidad muy buena. Por ejemplo, utilizando una bureta de 50 ml se
pueden medir 36.95 ml (cuatro cifras significativas) con bastante exactitud.
La exactitud indica el grado de correlación entre el valor medido y el valor correcto. El
número exacto se considera como aquél que contiene un número infinito de cifras significativas.
La precisión se refiere a la correlación de mediciones individuales entre sí. Idealmente, todas las
mediciones deben ser exactas y precisas. En realidad, las mediciones pueden ser bastante
precisas pero muy inexactas, debido al error sistemático, que es un error que se repite en cada
medición. (Por ejemplo, una balanza defectuosa puede producir un error sistemático.) Las
mediciones muy exactas casi nunca son imprecisas.
124 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Las mediciones se deben repetir para mejorar su exactitud y precisión. Los valores
promedio resultantes de varias mediciones son más confiables que mediciones individuales. Las
cifras significativas indican la exactitud con que se efectúan las mediciones (considerando que la
persona que las realiza es capaz).
Existen reglas sencillas para el uso de cifras significativas en los cálculos.
Los ceros empleados para establecer la posición del punto decimal no son cifras
significativas.
Por ejemplo, el número 0.0234 g contiene sólo tres cifras significativas, ya que los dos
ceros sirven para colocar el punto decimal. En la notación científica el número puede expresarse
como: 2.34 x 10 -2 g. Cuando hay ceros antes del punto decimal, pero después de otros dígitos es
difícil decidir cuáles ceros son cifras significativas y cuáles no. ¿Cuántas cifras significativas
tiene el número 23 000? Se tiene información insuficiente para contestar. Si los tres ceros sirven
para colocar el punto decimal, el número se puede expresar como 2.3 x 10 4 (dos cifras
significativas). Si sólo sirven dos ceros para colocar el punto decimal, entonces se expresa como
2.30 x 104 (tres cifras significativas). En el caso poco común de que se sepa que número en
realidad es 23 000 ± 1, se puede escribir como 2.3000 x 104 (cinco cifras significativas).
En la multiplicación y división, un resultado no contiene más cifras significativas
que el número menor de cifras significativas utilizadas en la operación.
EJEMPLO 1.1
¿Cuál es el área de un rectángulo de 1.23 cm de ancho y 12.34 cm de largo? Cuál área del
rectángulo es el producto de la base por la altura.
Solución
A = l x w = (12.34 cm)(l.23 cm) = 15.2 cm 2
(resultado de calculadora =15.1782)
Como el número menor de cifras significativas es tres, el resultado debe contener sólo
tres cifras significativas. El número que se obtiene con calculadora electrónica (15.1782) es
incorrecto; el resultado no puede ser más exacto que la información que lo produce.
Las calculadoras no razonan, por lo que debe aplicarse el propio.
El cálculo paso a paso que muestra al margen demuestra por qué se expresa el área como
15.2 cm2 en lugar de 15.1782 cm2. La longitud, 12.34 cm, contiene cuatro cifras significativas,
mientras que el ancho, 1.23 cm, tiene sólo tres. Si se subraya cada cifra incierta, así como cada
cifra que se obtenga de otra incierta, la multiplicación paso a paso da el resultado expresado en el
ejemplo 1.1 Se ve que se tiene certeza en sólo dos cifras en el resultado (15) por lo que se
escribe sólo la primera cifra dudosa (.2) y ninguna más. La división es la operación inversa de la
multiplicación, por lo que se aplican las mismas reglas.
En la adición y la sustracción, el último dígito que se retiene en la suma o resta se
determina por la posición del primer dígito.
___________________________________________________________________________ 125
EJEMPLO 1. 2
a. Sumar 37.24 ml y 10.3 ml
37.24 mL
+ 10.3 mL
47.54 mL
se expresa como 47. 5 ml (la calculadora da 47.54)
b. Restar 21.2342 g de 27.87 g.
27.87 g
- 21.2342 g
6.6358 g
se expresa como 6. 64 g (la calculadora da 6.6358)
En las tres operaciones aritméticas sencillas que se han efectuado, la combinación
numérica generada por la calculadora no es la "respuesta" en un solo caso; sin embargo, se puede
obtener el resultado correcto mediante "redondeo": Las reglas de las cifras significativas indican
en dónde se debe redondear.
Las convenciones para redondear son las siguientes: Cuando el número que se va a
eliminar es menor de 5, el número que le precede no se cambia (por ejemplo, 7.34 se redondea a
7.3); cuando es mayor de 5, el número que le precede se incrementa en 1 (por ejemplo, 7.37 se
redondea a 7.4). Cuando el número que se va a eliminar es 5, el número que le precede no se
cambia si es par (por ejemplo 7.45 se redondea a 7.4), cuando el número precedente es impar, se
incrementa en 1 (por ejemplo 7.35 se redondea a 7.4). Se emplea la notación científica cuando
se trabaja con números muy grandes o muy pequeños. Por ejemplo, 197 gramos de oro contienen
aproximadamente
602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de oro
la masa de un átomo de oro es aproximadamente
0.000 000 000 000 000 000 000 327 gramos
Al utilizar números muy grandes o pequeños, no es conveniente escribir todos los ceros.
Se puede emplear la notación científica para indicar el número de cifras significativas. En la
notación científica (exponencial) se coloca un dígito que no sea cero a la izquierda del punto
decimal
4,300,000. = 4.3 x 106
6 lugares a la izquierda, por tanto, el exponente de 10 es 6
0.000348 = 3.48 x 10-4
4 lugares a la derecha, por tanto, el exponente de 10 es -4
El proceso inverso convierte los números de la forma exponencial a la forma decimal.
Exactitud y precisión.
Al analizar mediciones y cifras significativas es útil distinguir dos términos: exactitud y
precisión. La exactitud indica cuan cerca está una medición del valor real de la cantidad medida.
La precisión se refiere a cuánto concuerdan dos o más mediciones de una misma cantidad.
Supóngase que se pide a tres estudiantes que determinen la masa de una pieza de alambre de
126 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
cobre cuya masa real es de 2.000 g. Los resultados de dos pesadas sucesivas hechas por cada
estudiante son:
Valor promedio
Estudiante A
1.964 g
1.978 g
1.971 g
Estudiante B
1.972g
1.968 g
1.970 g
Estudiante C
2.000 g
2.002 g
2.001 g
Los resultados del estudiante B son más precisos que los del estudiante A (1.972 g y
1.968 g se desvían menos de 1.970 g que 1.964 g y 1.978 g de 1.971 g). Sin embargo, ninguno de
estos conjuntos de resultados es muy exacto. Los resultados del estudiante C no sólo son
precisos sino también son los más exactos, dado que el valor promedio es el más cercano al real.
Las medidas muy exactas suelen ser precisas también. Por otro lado, mediciones muy precisas no
necesariamente garantizan resultados exactos. Por ejemplo, una regla de madera mal calibrada o
una balanza defectuosa pueden dar por resultado lecturas muy precisas pero erróneas.
IV.1.16 DENSIDAD Y GRAVEDAD ESPECÍFICA
La densidad de una muestra de materia se define como la masa por unidad de volumen,
densidad = masa
o bien
D=M
volumen
V
La densidad se puede emplear para distinguir entre dos sustancias o para identificar
determinada sustancia. Suele expresarse en g/cm3 o g/ml, para líquidos y sólidos y en g/L
para gases. Estas unidades también se pueden expresar como g • cm-3 , g • ml–1 , y
g • L–1 , respectivamente.
EJEMPLO 1. 3
Una muestra de 47.3 ml de alcohol etílico (etanol) tiene una masa de 37.32 g. ¿Cuál
es su densidad?
Solución
D = M / V = 37.32 g / 47.3 ml = 0.789 g/ml
EJEMPLO 1. 4
Si se requieren 103 g de etanol para una reacción química, ¿qué volumen de
líquido se debe usar?
Solución
La densidad del etanol es 0.789 g/ml
D = M / V Por tanto,
V= 103 g / 0.789 g/ml = 130 ml.
La gravedad específica (gr. esp.) de una sustancia es la relación entre su densidad y la
densidad del agua, ambas a la misma temperatura. Las gravedades específicas son números
adimensionales
gr. esp. = Dsustancia / Dagua
___________________________________________________________________________ 127
La densidad del agua es 1.000 g/ml a 3.98° C, la temperatura en la cual la densidad del
agua es mayor. Sin embargo, las variaciones de densidad del agua son tan pequeñas que se puede
emplear 1.00 g/ml hasta 25° C sin introducir un error significativo en los cálculos.
EJEMPLO 1. 5
La densidad de la sal de mesa es 2.16 g/ml a 20° C. ¿Cuál es su gravedad específica?
Solución
Gr. Esp. = Dsal / Dagua = 2.16 g/ml / 1.00 g/ml = 2.16
Este ejemplo demuestra también que la densidad de una sustancia y su gravedad
específica son numéricamente iguales, a temperatura cercana a la ambiental, y si la densidad se
expresa en g/ml (g/cm3).
Las etiquetas de soluciones comerciales de ácidos y bases indican su gravedad específica
y su porcentaje en masa del ácido o base presente en la solución. Con esta información se puede
calcular la cantidad de ácido o base presente en un volumen dado de solución.
EJEMPLO 1. 6
El ácido de un acumulador tiene 40% de ácido sulfúrico H2SO4 y 60% de agua en masa.
Su gravedad específica es de 1.31. Calcule la masa de ácido sulfúrico puro, H2SO4, en 100
ml de ácido del acumulador.
Solución 1
Se ha demostrado que la densidad y la gravedad específica son numéricamente iguales a
20° C ya que la densidad del agua es 1.00 g/ml. Por tanto,
Densidad =1.31 g/ml
La solución es 40% H2SO4 y 60% H2O en masa. De esta información se puede formar el
factor unitario deseado:
40.0 g H2SO4
porque 100.0 g de solución
100.0 g sol.
contienen 40.0 g de H2SO4
A continuación, se resuelve el problema:
? g. H2SO4 = 100.0 ml sol. x 1.31 g sol x 40.0 g H2SO4 = 52.4 g. H2SO4
1 ml sol.
100.0 g sol.
Se utilizó primero la densidad como factor unitario para convertir el volumen dado de
solución a masa de solución. Después se usó el porcentaje en masa para convertir la masa de
solución en masa de ácido.
Solución 2
También puede resolverse este problema, utilizando reglas de tres simple, de la siguiente
manera:
1.31 g de solución ------------- 1 ml de solución
100 g “
“
-------------- X
X = 100 g de solución x 1 ml de solución = 76. 336 ml de solución
1.31 g de solución
128 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
76. 336 ml de solución --------------- 40.0 g H2SO4
100 ml “
“
---------------- X
X = 100 ml de solución x 40.0 g H2SO4
76.336 ml de solución
= 52.4 g. H2SO4
Cualquiera de los dos métodos utilizados, debe arribar al mismo resultado.
TABLA 1. 4 - Densidades de algunas sustancias comunes*
DENSIDAD
SUSTANCIA
(g/cm3)
Hidrógeno (gas)
Dióxido de carbono (gas)
Corcho*
Madera de encino*
Alcohol etílico
Agua
Magnesio
Sal de mesa
DENSIDAD
(g/cm3)
0.000089
0.0019
0.21
0.71
0.789
1.00
1.74
2.16
Arena*
Aluminio
Hierro
Cobre
Plomo
Mercurio
Oro
SUSTANCIA
2.32
2.70
7.86
8.92
11.34
13.59
19.3
*E1 corcho, la madera de encino y la arena son materiales comunes que se han incluido
como puntos de referencia familiares. No son elementos o compuestos puros como las demás
sustancias en la tabla.
IV.1.17 CALOR Y TEMPERATURA
En la sección 1-5 se estableció que el calor es una forma de energía. Asimismo, se indicó
que las diferentes formas de energía pueden convertirse entre sí, y que en los procesos químicos
la energía química se convierte en energía térmica y viceversa. La cantidad de calor que requiere
una reacción (endotérmica) o que libera (exotérmica) brinda una gran cantidad de información
acerca de dicha reacción. Por esta razón es importante poder medir la intensidad del calor.
La temperatura mide la intensidad del calor, si un cuerpo está "caliente" o "frío". ¿Por
qué se siente caliente un pedazo de metal a 100° C, mientras que un cubo de hielo a 0° C se
siente frío? Esto se debe a que la temperatura del metal es mayor que la temperatura de la mano,
y la del cubo de hielo menor. El calor fluye en forma espontánea del cuerpo más caliente al más
frío, nunca fluye en dirección opuesta.
Las temperaturas se miden, por lo regular, mediante termómetros de vidrio que contienen
mercurio. Un termómetro de mercurio consiste en un depósito de mercurio en la base de un tubo
de vidrio, conectado a una columna ascendente muy delgada (capilar). El mercurio se expande
más que otros líquidos conforme aumenta su temperatura. Al efectuarse la expansión, puede
observarse a través del capilar o columna al vacío.
Anders Celsius, un astrónomo sueco, desarrolló la escala de temperatura Celsius, la cual
en sus inicios se denominó escala centígrada. Cuando se coloca un termómetro Celsius en un
recipiente con hielo triturado y agua, el nivel del mercurio indica exactamente 0° C, el punto de
referencia inferior. En un recipiente con agua hirviendo, el nivel del mercurio indica 100° C el
___________________________________________________________________________ 129
punto de referencia superior. Hay 100 pasos o divisiones de igual tamaño entre esos dos niveles
de mercurio, lo que equivale a un intervalo de 100 grados entre el punto de fusión del hielo y el
punto de ebullición del agua a una atmósfera.
En Estados Unidos, las temperaturas generalmente se miden en la escala de temperatura
diseñada por Gabriel Fahrenheit, un fabricante de instrumentación alemán. En esta escala, los
puntos de congelación y ebullición del agua se definen como 32° F y 212° F, respectivamente.
En el trabajo de investigación, las temperaturas suelen expresarse en la escala de temperatura
(absoluta) o Kelvin. Como se verá, el punto cero de la escala de temperatura Kelvin se deriva del
comportamiento observado en toda la materia.
En las escalas Celsius y Kelvin, los grados tienen la misma separación. Existen 100
grados entre el punto de congelación y ebullición del agua en ambas escalas; cada temperatura
Kelvin se encuentra 273.15° por encima de la Celsius correspondiente. La relación entre las dos
escalas es como sigue:
? K = °C + 273.15 °
o
?°C = K - 273.15°
En el sistema SI, los grados Kelvin se abrevian K en lugar de °K, y se llaman kelvins.
Comparando las escalas Celsius y Fahrenheit, se encuentra que los intervalos entre los mismos
puntos de referencia son 100° C y 180° F, respectivamente, de manera que el grado Celsius es
mayor que el grado Fahrenheit, es decir, 1.8 grados Fahrenheit cubren el mismo intervalo de
temperatura que 1.0 grados Celsius. Con esta información, se encuentra el factor unitario:
1.8°F
1.0°C
1.0°C
y
1.8°F
Pero como los puntos iniciales de las dos escalas son diferentes, no se puede convertir una
temperatura de una escala a una temperatura de la otra solamente multiplicándola por el factor
unitario. Para convertir °F a °C, se debe agregar 32 grados Fahrenheit para ajustarse al punto
cero de la escala Celsius.
?° F = ( x°C X 1.8 °F ) + 32 °F
1.0 °C
y
¿?°C = 1.0 °C (x°F - 32 °F)
1.8 °F
EJEMPLO 1. 7
Cuando la temperatura alcanza los "100° F a la sombra", hace calor ¿A cuántos grados
Celsius equivale esta temperatura?
Solución
?°C = 1.0 °C
1.8 °F
(100 °F - 32 °F) =
1.0 °C
1.8 °F
(68 °F) =
38 °C
EJEMPLO 1. 8
Cuando la temperatura absoluta es de 400° K, ¿cuál es la temperatura Fahrenheit?
Solución
?°C = (400 K - 273 k) 1.0 °C = 127 °C
1.0
K
130 __________________________________________________________________________
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?°F = (127 °C X 1.8 °F) + 32 °F = 261 °F
1.0 °C
IV.1.18 TRANSFERENCIA DE CALOR Y MEDICIÓN DEL CALOR
Las reacciones químicas y los cambios físicos ocurren tanto con una evolución simultánea
de calor (procesos exotérmicos) o con una absorción de calor (procesos endotérmicos). La
cantidad de calor que se transfiere en un proceso generalmente se expresa en calorías o en la
unidad SI, que es el joule. La caloría se definió originalmente como la cantidad de calor
necesario para elevar la temperatura de un gramo de agua a presión de una atmósfera de 14.5° C
a 15.5° C. En la actualidad se define exactamente como 4.184 joules. La cantidad de calor
necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua líquida varía ligeramente según la
temperatura y la presión, por lo que es necesario especificar un incremento de temperatura
específico y una presión constante para describir a la caloría. Para los objetivos del texto, se
considera que dichas variaciones son lo suficientemente pequeñas para ignorarlas. Las
kilocalorías, (1000 calorías) sirven para expresar el contenido de energía de los alimentos. En el
presente texto los cálculos se efectúan en joules.
2
2
La unidad SI de energía y trabajo es el joule (J), el cual se define como 1 kg m /s . La
energía cinética (Ec) de un cuerpo de masa m y que se mueve con una velocidad v , y está
2
dada por ½ mv .Un objeto de 2 kg que se mueve a un metro por segundo tiene Ec = ½ (2 kg)(l
2
m/s) =
l
2
1 kg • m /s = 1 joule. Puede ser más conveniente expresar esta unidad en función de la
cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14.5 ° C a 15.5
° C, que es de 4.184 joules.
El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de un gramo de la sustancia un grado centígrado (también un kelvin) sin cambio de
fase. Los cambios de fase (estado físico) absorben o liberan grandes cantidades de energía. El
calor específico de cada sustancia, que es una propiedad física, difiere para las fases sólida,
líquida y gaseosa de la sustancia. Por ejemplo, el calor específico del hielo es 2.09 J/g • ° C,
cerca de los 0° C; para el agua líquida es 4.18 J/g • ° C, mientras que para el vapor es 2.03 J/g • °
C cerca de 100 ° C, el calor específico del agua es bastante elevado.
calor específico =
(cantidad de calor en J)
.
(masa de la sustancia en g) (cambio de temperatura en º C)
La capacidad calorífica de un cuerpo es la cantidad de calor necesaria para elevar su
temperatura 1° C. La capacidad calorífica de un cuerpo es igual al producto de su masa en
gramos por su calor específico.
EJEMPLO 1. 9
¿Qué cantidad de calor en joules se requiere para elevar la temperatura de 205 g de agua
de 21.2° C a 91.4° C?
___________________________________________________________________________ 131
Solución
El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de 1 g de sustancia 1° C
La expresión antes vista, puede reordenarse, para despejar:
cantidad de calor = (masa de la sustancia)(calor específico)(cambio de temperatura)
4
6.02 x 10 J
= (205 g) (4.18 J/g • °C) (70.2°C) =
Observe que todas las unidades, excepto los joules, se cancelan. Si 205 g de agua se enfrían
de 91.4° C a 21.2° C, seria necesario quitar exactamente la misma cantidad de calor, 60.2 kJ.
EJEMPLO 1. 10
¿Qué cantidad de calor en calorías, kilocalorías, joules y kilojoules, se necesita para
elevar la temperatura de 205 g de hierro de 21.2° C a 91.4° C? El calor específico del hierro es
0.106 cal/g • ° C o 0.444 J/g • ° C.
Solución
? cal = (205 g)(0.106 cal/g • °C)(70.2 °C) = 1.52 x 10
? J = (205 g)(0.444 J/g • °C)(70.2 °C) = 6.39 x 10
3
3
cal o 1.52 kcal
cal o 6.39 kcal
Debido a que el calor específico del hierro es mucho menor que el calor específico del
agua, se requiere una cantidad considerablemente menor para elevar la temperatura de 205 g de
hierro a 70.2° C, que la que se requirió para elevar la temperatura de 205 g de agua.
132 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
IV.1.19 GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES
Átomo La partícula más pequeña de un elemento.
Calor Una forma de energía que fluye entre dos especimenes de materia debido a su diferencia
de temperatura.
Calor específico Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de una
sustancia un grado Celsius.
Caloría Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14.5° C
a 15.5° C 1 caloría = 4.184 joules.
Cambio físico Aquel en el cual una sustancia pasa de un estado físico a otro, pero no se forman
sustancias con diferente composición.
Cambio químico Aquel en el cual se forman una o más sustancias nuevas.
Capacidad calorífica La cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un cuerpo
(de cualquier masa) un grado Celsius.
Cifras significativas Dígitos que indican la precisión de las mediciones; dígitos de una
medición con incertidumbre sólo en el último dígito.
Compuesto. Una sustancia formada por dos o más elementos en proporción fija. Los
compuestos se pueden descomponer en sus elementos constituyentes.
Densidad. Masa por unidad de volumen, D =M/V.
Elemento Sustancia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos químicos.
Endotérmico Describe procesos que absorben energía térmica.
Energía Capacidad de realizar trabajo o transferir calor.
Energía cinética Energía que posee la materia debido a su movimiento.
Energía potencial Energía que posee la materia debido a su posición, condición o composición.
Exactitud Concordancia entre el valor medido y el valor correcto.
Exotérmico Describe procesos que liberan energía térmica.
Gravedad específica Relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua.
Joule Unidad de energía del sistema SL Un joule es 1 kg • m2/s2, o también, 0.2390 calorías.
Ley de la conservación de la energía La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
Ley de la conservación de la materia No existe cambio detectable en la cantidad de materia
durante una reacción química normal.
Ley de la conservación de la materia y la energía La cantidad total de materia y energía en el
universo es constante.
Masa Medida de la cantidad de materia que posee un objeto; suele medirse en gramos o
kilogramos.
Materia Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Mezcla Muestra de materia compuesta de dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva
su identidad y propiedades.
Mezcla heterogénea Mezcla que no tiene composición ni propiedades uniformes.
Mezcla homogénea Mezcla que tiene composición y propiedades uniformes.
Molécula Partícula más pequeña de un compuesto que puede existir en forma individual.
Peso Medida de la atracción gravitacional de la Tierra sobre un cuerpo.
Precisión Concordancia entre diversas determinaciones de una misma cantidad.
Propiedad extensiva Una propiedad que depende de la cantidad de material en una muestra.
Propiedad física Véase propiedades.
Propiedad intensiva Propiedad que no depende de la cantidad de material en una muestra.
Propiedad química Véase propiedades.
___________________________________________________________________________ 133
Propiedades Características que describen a una muestra de materia. Las propiedades químicas
se observan cuando la materia experimenta cambios químicos, y las propiedades físicas
se observan sin que se produzcan cambios de composición química.
Símbolo Letra o grupo de letras que representa (identifica) a un elemento.
Sustancia Cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen la misma composición química y
propiedades físicas idénticas.
Temperatura Mide la intensidad del calor, es decir, qué tan caliente o frío se encuentra un
objeto o muestra.
IV.2.1 LA TABLA PERIÓDICA
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar Meyer,
publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos, que son muy
similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La clasificación de Mendeleev se basó
principalmente en las propiedades químicas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó
principalmente en propiedades físicas. Las tabulaciones fueron sorpresivamente similares.
Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al incrementar el
peso atómico.
Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en
secuencias sucesivas, de manera que los elementos con propiedades químicas similares quedasen
en la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como químicas de los elementos
varían en forma periódica según el peso atómico. Su tabla periódica de 1872 contenía los 62
elementos conocidos en esa época.
Considérense los elementos H, Li, Na y K, todos los cuales aparecen en "Gruppe I" de la
tabla de Mendeleev. Se sabe que todos se combinan con F, Cl, Br e I del "Gruppe VII" para
producir compuestos con fórmula similar a HF, LiCl, NaCl y KI. Todos estos compuestos se
disuelven en agua para producir soluciones que conducen electricidad. Los elementos del
"Gruppe II" forman compuestos como BeCl2, MgBr2, y CaCl2, y también compuestos con O y S
del "Gruppe VI" como MgO, CaO, MgS y CaS.
Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que tuvo en
cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando Mendeleev consideraba que "faltaba"
algún elemento, dejaba el espacio en blanco. Puede apreciarse en parte su ingenio para construir
la tabla comparando las propiedades predichas (1871) y observadas del germanio, que no fue
descubierto sino hasta 1886. Mendeleev llamó al elemento aún no descubierto ekasilicio, porque
quedaba debajo del silicio en su tabla. Él conocía las propiedades de los elementos vecinos al
germanio y le sirvieron como base para sus predicciones acerca de las propiedades de este
último. Algunos valores modernos de propiedades del germanio difieren significativamente de
los reportados en 1886, pero muchos de los valores en que Mendeleev basó sus predicciones eran
tan inexactos como los valores obtenidos en 1886 para el elemento Ge.
En este punto, puede observarse que en diversas áreas de investigación, el progreso es
lento y difícil. Sin embargo, existen individuos excepcionales que desarrollan conceptos y
técnicas que permiten aclarar situaciones confusas; Mendeleev fue uno de ellos.
134 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el incremento
de pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera de lugar en su tabla.
Mendeleev colocó a los elementos controvertidos (Te e I, Co y Ni) en lugares que correspondían
a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos atómicos se debía a valores
inexactos de los mismos. Una redeterminación cuidadosa, demostró que los valores eran
correctos. La resolución del problema de los elementos "fuera de sitio" tuvo que aguardar al
desarrollo del concepto de número atómico. Entonces pudo formularse la ley periódica
prácticamente en la forma que se conoce en la actualidad:
Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.
La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su número
atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas
similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actualidad son ordenamientos de este tipo.
Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas horizontales como
periodos.
Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los que se
encuentran dentro de un periodo tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de
la tabla. Los diversos grupos de elementos tienen nombres comunes que se emplean con tal
frecuencia que es conveniente memorizarlos. Los elementos del grupo IA, con excepción del H,
se conocen como metales alcalinos, y los elementos del grupo IIA se llaman tierras alcalinas o
metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA se llaman halógenos que significa
"formadores de sales", y los elementos del grupo O se llaman gases nobles (o raros).
Diferencias entré el grupo A y el B
Los grupos de elementos de la tabla periódica se designaron como A y B de manera
arbitraria, y en algunas tablas se encuentran invertidos. Otras más designan a los grupos
numerándolos del 1 al 18. Los elementos que se encuentran dentro del grupo del mismo número
pero con letra distinta tienen relativamente pocas propiedades similares. El origen de la
designación A y B es que algunos compuestos de elementos con el mismo número de grupo
tienen fórmulas similares aunque propiedades muy diferentes; por ejemplo, NaCl (IA) y AgCl
(IB); MgCl2 (IIA) y ZnCl2 (IIB). Como se verá, las variaciones de las propiedades de los grupos
B a lo largo de una línea no son tan notables como las variaciones que se observan a lo largo de
una línea de elementos del grupo A. En los grupos B se añaden electrones a los orbitales d, (n –
l), en donde n representa el nivel de energía más alto que contiene electrones. Los electrones más
externos tienen mayor influencia sobre las propiedades de los elementos. Al añadir un electrón a
un orbital interno d se producen cambios menos notables en las propiedades que al añadir un
electrón a un orbital s o p externo.
A continuación, se da una clasificación muy útil de los elementos:
Gases nobles Durante muchos años, los elementos del grupo O se conocieron como
gases inertes, porque se creía que no participaban en reacciones químicas. En la actualidad se
sabe que los miembros más pesados forman compuestos, en su mayoría con flúor y oxígeno. Con
excepción del helio estos elementos tienen ocho electrones en el nivel de energía superior
ocupado. Sus estructuras pueden representarse como . . . ns2np6.
Elementos representativos Los elementos del grupo A de la tabla periódica se llaman
elementos representativos. Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados. Su
___________________________________________________________________________ 135
"último" electrón entra en un orbital s o p. Estos elementos muestran variaciones diferentes y
bastante regulares de sus propiedades con su número atómico.
Elementos de transición d Los elementos del grupo B (con excepción del IIB) de la tabla
periódica se conocen como elementos de transición d o en forma más sencilla, elementos de
transición o metales de transición. Se consideraban como transiciones entre los elementos
alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos en la derecha. Todos ellos
son metales y se caracterizan porque tienen electrones en los orbitales d. Dicho de otro modo, los
elementos de transición d contienen un nivel de energía interno que aumenta de 8 a 18 electrones
(es el siguiente al más alto ocupado). Se conocen como:
Primera serie de transición: 21Sc a 29Cu
Segunda serie de transición: 39Y a 47Ag
Tercera serie de transición: .57La y 72Hf a 79Au
Cuarta serie de transición: (está incompleta) 89Ac y elementos del 104 al 111
De manera estricta, los elementos del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio) no son metales
de transición d porque sus "últimos" electrones penetran a orbitales s. Suelen estudiarse junto
con los metales de transición d porque sus propiedades químicas son similares.
Elementos de transición interna Estos elementos se conocen en ocasiones como
elementos de transición f. Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales f. En
ellos, el segundo nivel con respecto al nivel de energía más alto ocupado aumenta desde 18 hasta
32 electrones. Todos son metales. Los elementos de transición interna se localizan entre los
grupos IIIB y IVB de la tabla periódica. Son:
Primera serie de transición interna (lantánidos): 58Ce a 71Lu
Segunda serie de transición interna (actínidos): 90Th a 103Lr
2.2 - ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La primera energía de ionización, (EI1) también conocida como primer potencial de
ionización, es:
La cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón
enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1
Por ejemplo para el calcio, la primera energía de ionización, (EI1), es 590 kJ/mol:
Ca(g) + 590 kJ ——» Ca+(g) + e
La segunda energía de ionización (EI2), es la cantidad de energía que se requiere para
desplazar al segundo electrón. En el caso del calcio se representa así:
Ca+ (g) + 1145 kJ ——» Ca2+(g) + e
Para un elemento dado, (EI2) siempre es mayor que (EI1) porque siempre es más difícil
desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que del átomo neutro correspondiente.
Las energías de ionización miden la fuerza con que los electrones se encuentran
enlazados a los átomos. En la ionización siempre se requiere energía para eliminar a un electrón
de la fuerza de atracción del núcleo. Las energías de ionización bajas indican que los electrones
se eliminan con facilidad y por tanto, se forma fácilmente un ión positivo (catión).
136 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización ayudan a predecir si
es probable que el elemento forme compuestos iónicos o moleculares (covalentes). Los
elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder electrones, dando
lugar a iones con carga positivas (cationes). Los elementos con energía de ionización
intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares compartiendo electrones con otros
elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta, por ejemplo, el grupo VIA y el
VIIA, a menudo ganan electrones para formar iones con carga negativa (aniones).
IV.2.2 AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica (AE) de un elemento se define como:
La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo
gaseoso aislado para formar un ión con carga - 1
Por convención se asigna valor positivo a la energía que se absorbe y valor negativo a la
que se libera. En la mayoría de los elementos se absorbe energía.
Las afinidades electrónicas del berilio y el cloro pueden representarse como sigue:
AE = 241 kJ/mol
Be(g) + e - + 241 kJ ——» Be- (g)
Cl(g) + e -
——»
Cl - (g) + 348 kJ
AE = - 348kJ/mol
La primera ecuación indica que cuando los átomos de berilio gaseoso ganan un electrón
para formar iones gaseosos de Be–, se absorben 241 kJ/mol de iones (reacción endotérmica). La
segunda ecuación dice que cuando un mol de átomo gaseoso de cloro gana un electrón para
formar iones cloro gaseosos, se liberan 348 kJ de energía (reacción exotérmica).
La afinidad electrónica es la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro. El proceso
mediante el cual el átomo neutro X gana un electrón (AE),
X(g) + e - ——» X - (g)
(AE)
no es el inverso del proceso de ionización,
X + (g) + e- ——»
X(g)
El primero se inicia en un átomo neutro, mientras que el segundo se inicia en un ión
positivo. Por tanto, (EI1) y AE no tienen el mismo valor y signos opuestos.
Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad
para formar iones negativos (aniones). Las afinidades electrónicas, por lo general, se hacen más
negativas de izquierda a derecha a lo largo de una línea en la tabla periódica (excluyendo a los
gases nobles). Esto significa que los elementos representativos de los grupos IA a VIIA muestran
mayor atracción para un electrón adicional de izquierda a derecha. Los halógenos que tienen la
2
5
configuración electrónica externa ns np , tienen afinidades electrónicas de tipo más negativo.
2
6
Forman aniones estables con configuración de gas noble, . . . ns np , al obtener un
electrón.
La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo al igual que la energía de
ionización, aunque es difícil de medir.
Por diversos motivos, las variaciones de afinidades electrónicas no son regulares a lo
largo de un periodo. La tendencia general es que las afinidades electrónicas de los elementos
___________________________________________________________________________ 137
se hacen más negativas de izquierda a derecha en cada periodo. Algunas excepciones notables
son los elementos del grupo IIA y del grupo VA. Éstos tienen valores menos negativos (más.
positivos) de lo que sugiere la tendencia. La afinidad electrónica de un metal HA es muy
positiva porque implica la adición de un electrón a un átomo que tiene orbitales ns
completamente llenos y orbitales np vacíos. Los valores para los elementos VA son
ligeramente menos negativos de lo esperado porque implican la adición de un electrón a un
2
3
2
4
conjunto semilleno y relativamente estable de orbitales np (ns np ——» ns np ).
La adición de un segundo electrón para formar un ión con carga 2 – siempre es
endotérmica, de manera que las afinidades electrónicas de aniones siempre son positivas.
IV.2.3 ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los
electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo.
Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo arbitraria
llamada escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4.0) es la más alta de todos los
elementos. Esto indica que cuando el ion flúor está enlazado químicamente a otros elementos,
muestra mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. El
oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.
Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen aumentar de
izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos
Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo general,
tanto las energías de ionización como las electronegatividades son bajas para los elementos que
se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla periódica y altas para los que están en la
parte superior derecha.
Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, puede emplearse para predecir
el tipo de enlace con bastante exactitud. Los elementos con grandes diferencias de
electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El elemento
menos electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más electronegativo. Los
elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a formar enlaces covalentes
entre sí, es decir, comparten sus electrones. En este proceso el elemento más electronegativo
atrae más a los electrones.
IV.2.4 METALES, NO METALES Y METALOIDES
Al principio del capítulo se clasificaron los elementos de diversas maneras, basándose en
sus posiciones en la tabla periódica. En otro esquema de clasificación, los elementos suelen
dividirse en tres clases: metales, no metales y metaloides.
Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea es zig-zag son metales (con
excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Esta
clasificación es algo arbitraria y hay varios elementos que no se adaptan bien a cualquiera de
estas clases.
Los elementos adyacentes a la línea marcada suelen llamarse metaloides (o semimetales) porque muestran algunas propiedades características tanto de los metales como de los
no-metales.
138 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
La propiedades físicas y químicas que permiten distinguir a los metales de los no-metales
se resumen en las tablas 2-1 y 2-2. Las propiedades generales de los metales y los no-metales son
opuestas. No todos los metales y no-metales poseen dichas propiedades, pero las comparten en
grado variable. Las propiedades físicas de los metales pueden explicarse basándose en el enlace
metálico de los sólidos. La fuerza del enlace metálico en sí depende del número de electrones, en
especial electrones desapareados que se encuentran más allá de la "última" capa con
configuración de gas noble.
Como se indicó con anterioridad, los metaloides muestran algunas propiedades
características tanto de metales como de no metales. Muchos de los metaloides como el silicio, el
germanio y el antimonio, actúan como semiconductores, y son importantes para los circuitos
electrónicos de estado sólido. Los semiconductores son aislantes a temperaturas inferiores, pero
algunos son conductores a temperaturas más altas.
TABLA 2-1 Algunas propiedades físicas de metales y no-metales
METALES
1. La elevada conductividad eléctrica disminuye al aumentar la temperatura
2. Alta conductividad térmica
carbono en forma de diamante)
3. Gris metálico o brillo plateado*
4. Casi todos son sólidos #
5. Maleables (pueden laminarse para formar placas)
6. Dúctiles (se pueden formar alambres
con ellos)
7. El estado sólido se caracteriza por enlace metálico
NO-METALES
1. Mala conductividad eléctrica (excepto
el carbono en forma de grafito)
2. Buenos aislantes térmicos (excepto, el
3. Sin brillo metálico
4. Sólidos, líquidos o gases
5. Quebradizos en estado sólido
6. No dúctiles
7. Moléculas con enlace covalente, los gases nobles son monoatómicos
•Excepto cobre y oro.
#
Excepto mercurio; el cesio y el galio se funden en la mano con protección.
El aluminio es el más metálico de los metaloides y en ocasiones se clasifica como metal.
Tiene apariencia metálica y es un conductor excelente de la electricidad, pero su conductividad
eléctrica aumenta al elevarse la temperatura. Las conductividades de los metales disminuyen al
elevarse la temperatura.
TABLA 2-2
Algunas propiedades químicas de metales y no-metales
METALES
1. Las capas externas contienen pocos
electrones; por lo general 3 o menos
2. Energías de ionización bajas
3. Afinidades electrónicas ligeramente ne-
NO-METALES
1. Las capas externas contienen cuatro o
más electrones*
2. Energías de ionización altas
3. Afinidades electrónicas muy negativas
___________________________________________________________________________ 139
gativas o positivas
4. Electronegatividades bajas
5. Forman cationes perdiendo e
6. Forma compuestos iónicos con los nometales
(covalentes) con otros no-metales
4. Electronegatividades altas
5. Forman aniones ganando e
6. Forman compuestos iónicos con metales # y compuestos moleculares
* Excepto el hidrógeno.
#
Excepto los gases nobles.
140 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
IV.2.5 ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
El lenguaje que los químicos emplean para describir las formas de la materia y los
cambios posibles en su composición se encuentra en todo el mundo científico. Los símbolos
químicos, las fórmulas y las ecuaciones aparecen en áreas tan diversas como son agricultura,
economía doméstica, ingeniería, geología, física, biología, medicina y odontología. En esta
sección se describirá la teoría atómica más sencilla, la cual se empleará para representar fórmulas
químicas de los elementos y compuestos. La palabra "estequiometría" se deriva del griego
stoicheion, que significa "primer principio o elemento", y metron, que quiere decir "medida". La
estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los. elementos en los compuestos
(composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos
(estequiometría de reacción).
Aproximadamente 400 a.C., el filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia
estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuales llamó átomos. Sus
ideas fueron rechazadas durante 2000 años, pero a finales del siglo dieciocho comenzaron a ser
aceptadas.
En 1808, el maestro de escuela inglés, John Dalton, publicó las primeras ideas
"modernas" acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Resumió y amplió los vagos
conceptos de antiguos filósofos y científicos. Esas ideas forman la base de la teoría atómica de
Dalton, que es de las más relevantes dentro del pensamiento científico. Los postulados de Dalton
se pueden enunciar en la siguiente forma condensada:
1. Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento dado tienen propiedades idénticas, las cuales
difieren de las de átomos de otros elementos.
3. Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos
de otros elementos.
4. Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan
entre sí en una proporción fija.
5. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.
En la época de Dalton ya se conocían la ley de la conservación de la materia y la ley de
las proporciones definidas, las cuales fueron la base de su teoría atómica. Dalton consideró que
los átomos eran esferas sólidas e indivisibles, idea que en la actualidad se rechaza, pero demostró
puntos de vista importantes acerca de la naturaleza de la materia y sus interacciones. En ese
tiempo algunos de sus postulados no pudieron verificarse (o refutarse) experimentalmente, ya
que se basaron en las limitadas observaciones experimentales de su época. Aun con sus
limitaciones, los postulados de Dalton constituyen un marco de referencia que posteriormente los
científicos pudieron modificar o ampliar. Por esta razón se considera a Dalton como el padre de
la teoría atómica moderna.
La partícula más pequeña de un elemento que mantiene su identidad química a través de
todos los cambios químicos y físicos se llama átomo. En casi todas las moléculas, dos o más
átomos se unen entre sí formando unidades discretas muy pequeñas (partículas) que son
eléctricamente neutras.
Una molécula es la partícula más pequeña de un compuesto o elemento que tiene
existencia estable e independiente. Un átomo de oxígeno no puede existir sólo a temperatura
ambiente y presión atmosférica normal; por tanto, cuando se mezclan átomos de oxígeno en esas
condiciones, de inmediato se combinan en pares. El oxígeno que se conoce está formado por dos
___________________________________________________________________________ 141
átomos de oxígeno; es una molécula diatómica O2. Otros ejemplos de moléculas diatómicas son
el hidrógeno, el nitrógeno, el flúor, el cloro, el bromo y el yodo.
Otros elementos existen como moléculas más complejas; por ejemplo, el fósforo forma
moléculas de cuatro átomos y el azufre moléculas de ocho átomos a temperatura y presiones
normales. Las moléculas que contienen más de dos átomos se denominan moléculas
poliatómicas.
Las moléculas de los compuestos están formadas por más de un tipo de átomos. Una
molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Una molécula de metano
consta de un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno.
Los átomos son los componentes de las moléculas, y éstas a su vez son los componentes
de los elementos y de la mayor parte de los compuestos. A simple vista es posible observar las
muestras de compuestos y elementos, formadas por grandes números de átomos y moléculas.
Con el microscopio electrónico es posible "ver" en la actualidad a los átomos. Para formar una
fila de 2.5 cm de largo serían necesarios 217 millones de átomos de silicio.
IV.2.6 FÓRMULAS QUÍMICAS
La fórmula de una sustancia indica su composición química. Representa a los elementos
que contiene y la relación en que se encuentran los átomos. La fórmula de un solo átomo es la
misma que el símbolo del elemento. Así, Na puede representar un solo átomo de sodio. Con
excepción de los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn), no es común encontrar átomos aislados
en la naturaleza. El subíndice que acompaña al símbolo del elemento indica el número de átomos
en una molécula. Por ejemplo, F2 indica una molécula que contiene dos átomos de flúor, y P4
representa cuatro átomos de fósforo en una molécula.
Algunos elementos existen en más de una forma; ejemplos familiares son:
1) el oxígeno, que forma moléculas de O2, y el ozono, que forma moléculas de O3 y 2) las
dos formas cristalinas distintas del carbono, el diamante y el grafito. A las formas diferentes del
mismo elemento en el mismo estado físico se les llama modificaciones alotrópicas o alótropos.
Los compuestos contienen dos o más elementos en combinación química en proporciones
fijas. Por tanto, cada molécula de cloruro de hidrógeno, HC1, está formada por un átomo de
hidrógeno y un átomo de cloro; cada molécula de tetracloruro de carbono, CCl4, contiene un
átomo de carbono y cuatro átomos de cloro: una molécula de aspirina, C9H8O4, contiene nueve
átomos de carbono, ocho átomos de hidrógeno y cuatro átomos de oxígeno.
Algunos grupos de átomos se comportan químicamente como entidades únicas; por
ejemplo, un átomo de nitrógeno y dos átomos de oxígeno se combinan en un grupo o radical
nitro, el cual puede formar parte de una molécula. En las fórmulas de compuestos que contienen
dos o más de los mismos grupos, la fórmula del grupo se encierra entre paréntesis para indicar su
presencia. De este modo, el 2, 4, 6-trinitrotolueno (con frecuencia abreviado TNT) contiene tres
grupos nitro y su fórmula es C7H5(NO2)3 ; para multiplicar por 3, el número de átomos de
nitrógeno y oxígeno del grupo NO2; por lo tanto, en una molécula de TNT hay siete átomos de
carbono, cinco de hidrógeno, tres de nitrógeno y seis de oxígeno.
Los compuestos se consideraron sustancias distintas debido a sus diferentes propiedades
físicas, y a que se podían separar uno de otro. Una vez establecido el concepto de átomos y
moléculas, se comprendió la razón de las diferencias en las propiedades: dos compuestos son
diferentes entre sí porque sus moléculas son distintas. Por el contrario, si dos moléculas
contienen el mismo número de átomos del mismo tipo, arreglados de manera similar, entonces
ambas son moléculas del mismo compuesto. De esta manera, la teoría atómica explica la ley de
las proporciones definidas.
142 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Esta ley, conocida también como la ley de la composición constante tiene gran
importancia para realizar los cálculos del presente capítulo, por lo que se volverá a enunciar:
Diferentes muestras puras de un compuesto siempre contienen los mismos
elementos en la misma proporción en masa.
En el campo de la química, los compuestos se citan por su nombre.
En la tabla 2-3 se dan algunos ejemplos.
Se ha hecho notar que para una sustancia compuesta por moléculas, la fórmula química
indica el número de átomos de cada tipo en las moléculas, pero no expresa el tipo de enlace ni el
orden en que se unen los átomos en las moléculas.
La fórmula estructural indica cómo están unidos los átomos. Las líneas que unen a los
símbolos atómicos representan enlaces químicos entre los átomos.
Estos enlaces representan fuerzas que mantienen a los átomos a ciertas distancias y
ángulos entre sí. Por ejemplo, la fórmula estructural del propano indica que los tres átomos C
están enlazados en una cadena con tres átomos H unidos a cada uno de los átomos C del extremo
de la cadena y dos átomos de H unidos al átomo de C central.
TABLA 2-3
Fórmula y nombres de algunos compuestos moleculares comunes
FÓRMULA
HCl
H2SO4
HNO3
CH3COOH
NH3
SO2
SO3
CO
CO2
CH4
C2H6
C3H8
NOMBRE
cloruro de hidrógeno (o ácido clorhídrico si está disuelto en agua)
ácido sulfúrico
ácido nítrico
ácido acético
amoníaco
dióxido de azufre
trióxido de azufre
monóxido de carbono
dióxido de carbono
metano
etano
propano
IV.2.7 IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS
Hasta el momento se han estudiado sólo los compuestos que forman moléculas discretas.
Algunos compuestos, como el cloruro de sodio, NaCl, están formados por iones. Un ión es un
átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica. Los iones con carga positiva, como el ión
sodio Na+, se denominan cationes, y los que tienen carga negativa, como el ion cloro Cl -, se
llaman aniones. Cuando se escribe la fórmula de un solo ión, es preciso incluir siempre su carga.
Como se verá más adelante, un átomo está formado por un núcleo, pequeño, denso y con
carga positiva, rodeado por una distribución difusa de partículas con carga negativa llamada
electrones. El número de carga positiva en el núcleo define la identidad del elemento al cual
corresponde el átomo. Los átomos eléctricamente neutros contienen el mismo número de
electrones fuera del núcleo, y de cargas positivas (protones) en el interior del núcleo. Los iones
se forman cuando un átomo neutro pierde o gana electrones. Un ión Na + se forma cuando el
___________________________________________________________________________ 143
átomo de sodio pierde un electrón, y el ión Cl - se forma cuando el átomo de cloro gana un
electrón.
El compuesto NaCl está formado por un conjunto extenso de iones Na + y Cl - . Es
posible identificar un par de iones Na + y Cl - como “molécula”. De hecho, en el interior del
cristal (aunque no en la superficie), cada ión Na + está rodeado por seis iones Cl - en forma
equidistante, y cada ión Cl - está rodeado igualmente por seis Na +. Los iones Na + y Cl - se
encuentran en relación 1 : 1, como indica la fórmula NaCl.
Por el momento se indicará qué sustancias son iónicas y cuáles covalentes, cuando sea
importante saberlo. Posteriormente el alumno aprenderá a establecer por sí mismo la diferencia.
Los iones poliatómicos son grupos de átomos que llevan carga eléctrica; algunos
ejemplos son: el ion amonio, NH4 +, el ion sulfato, SO4 2- , y el ion nitrato, NO3En la tabla 2-4 se indican las fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones
comunes.
TABLA 2-4
Fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones comunes
CATIONES COMUNES (IONES POSITIVOS)
ANIONES COMUNES (IONES NEGATIVOS)
Fórmula Carga
Carga
+
Na
K+
NH4+
Ag+
Mg2+
Ca2+
Zn2+
+
Cu2
+
Fe2
Fe3+
Al3+
Nombre
Fórmula
-
F
Cl
Br
OH
Nombre
1+
1+
1+
1+
ion sodio
ion potasio
ion amonio
ion plata
1111-
2+
ion magnesio CH3COO
-
N03
O2
-
2+
ion calcio
2+
ion zinc
2+
ion cobre (II) o cúprico
ion acetato
ion nitrato
2-
ion óxido
S2
2-
ion hierro (II) o ferroso
3+
ion hierro (III) o férrico
ion aluminio P0 3 34
1-
1-
2+
3+
ion floruro
ion cloruro
ion bromuro
ion hidróxido
S042 2C032 2-
ion sulfuro
ion sulfato
ion carbonato
ion fosfato
144 __________________________________________________________________________
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IV.2.8 NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO DE MASA E ISÓTOPOS
Las partículas subatómicas son útiles para entender mejor las propiedades de los átomos;
se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen (Tabla 2.5).
El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un
elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones, de tal
manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo.
La identidad química de un átomo se puede determinar a partir de su número atómico. Por
ejemplo, el número atómico del nitrógeno es 7; esto significa que cada átomo neutro de
nitrógeno tiene siete protones y siete electrones. O bien, visto de otra manera, cada átomo en el
universo que contenga siete protones se llama correctamente "nitrógeno".
Tabla 2.5 Masa y carga de partículas subatómicas
Carga
Partícula
Masa (g)
En coulombs
Electrón*
9.1095 X 10 28
1.67252 X 10 24
-
Protón
-
-1.6022 X 10 19
+1.6022 X 10 19
-34
Neutrón
1.67495 X 10
O
Carga unitaria
-1
+1
O
*En experimentos más sensibles se han obtenido valores más exactos para la masas del electrón que los encontrados por
Millikan.
El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo
de un átomo de un elemento. A excepción del hidrógeno en su forma más común, que tiene un
protón y ningún neutrón, todos los núcleos atómicos contienen ambos, protones y neutrones. En
general, el número de masa está dado por
número de masa = número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones
El número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el
número atómico, o (A - Z). Por ejemplo, el número de masa del flúor es 19 y su número atómico
es 9 (lo cual indica que tiene 9 protones en el núcleo). En consecuencia, el número de neutrones
en un átomo de flúor es 19 - 9 = 10. Nótese que las tres cantidades (número atómico, número de
neutrones y número de masa) deben ser enteros positivos.
En la mayoría de los casos no todos los átomos de un elemento dado tienen la misma
masa. Por ejemplo, existen tres tipos de átomos de hidrógeno, que difieren entre sí sólo en su
número de neutrones. Ellos son hidrógeno, (protio) con un protón y sin neutrones; deuterio, con
un protón y un neutrón, y tritio, con un protón y dos neutrones. Los átomos que tienen el mismo
número atómico pero diferentes números de masa se llaman isótopos.
La forma aceptada para anotar el número atómico y el número de masa de un átomo de un
elemento X es la que sigue:
(Número de masa) A
(Número atómico)
Z
X
Así, para los isótopos de hidrógeno se escribe
1
2
3
___________________________________________________________________________ 145
H
H
1
1
hidrógeno
deuterio
H
1
tritio
Como otro ejemplo, se pueden considerar dos isótopos comunes de uranio con números
de masa de 235 y 238, respectivamente:
235
92
U
238
U
92
El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y bombas atómicas, mientras que el
segundo carece de las propiedades necesarias para ser destinado a estos usos. A excepción del
hidrógeno, los isótopos de los elementos se identifican por su número de masa. Así, los isótopos
anteriores se llaman uranio 235 y uranio 238.
Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los
protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en
condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tienen el mismo
comportamiento químico: forman el mismo tipo de compuestos y presentan reactividad similar.
IV.2.9 MASAS ATÓMICAS
Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el número de
electrones, protones y neutrones en el átomo. El conocimiento de la masa atómica es también
importante en el trabajo de laboratorio. Sin embargo, los átomos son partículas extremadamente
pequeñas; ¡aun la partícula más pequeña de polvo que puede apreciarse a simple vista contiene 1
X 1016 átomos! Si los átomos son tan pequeños, ¿cómo puede siquiera esperarse poder
determinar su masa? No es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales
para determinar la masa de un átomo en relación con la de otro. El primer paso consiste en
asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser
utilizado como patrón.
Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y seis
neutrones (llamado carbono 12) presenta una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica
{uma). Este átomo de carbono 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica
(uma) se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono
12.
masa de un átomo de carbono 12 = 12 uma
1 uma
=
masa de un átomo de carbono 12
12
En experimentos se ha demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo
8.400 % de la masa del átomo patrón de carbono 12. Si se acepta que la masa de un átomo de
carbono 12 es exactamente 12 uma, entonces la masa atómica (esto es, la masa del átomo en
unidades de masa atómica) del hidrógeno debe ser 0.08400 X 12 = 1.008 uma. Cálculos
similares demuestran que la masa atómica del oxígeno es de 16.00 uma y que la del hierro es de
55.85 uma. Debe hacerse notar que si bien no se conoce la masa promedio de un átomo de
hierro, se sabe que éste es unas 56 veces más masivo que el átomo de hidrógeno.
146 __________________________________________________________________________
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IV.2.10 MASA ATÓMICA PROMEDIO
Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla, se encontrará que el valor es
de 12.01 uma y no de 12.00 uma. La razón de tal diferencia es que la mayoría de los elementos
naturales (incluyendo el carbono) tiene más de un isótopo. Esto significa que cuando se mide la
masa atómica de un elemento, se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los
isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono 12 y del carbono 13 es de 98.89 % y
1.11 %, respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono 13 es de 13.00335
uma. En consecuencia, la masa atómica promedio del carbono se puede calcular como sigue:
masa atómica promedio
(0.0111)(13.00335 uma)
del
carbono
natural
=
(0.9889)(12.00000
uma)
+
= 12.0 uma
Una determinación más exacta revela que la masa atómica del carbono es de 12.01 uma.
Nótese que en cálculos que incluyen porcentajes, es necesario convertir porcentajes en
fracciones. Por ejemplo, 98.89 % se trasforma en 98.89/100 o 0.9889. Debido a que en carbono
natural hay muchos más átomos de carbono 12 que de carbono 13, la masa atómica promedio se
acerca más a 12 que a 13 uma.
Es importante entender que cuando se dice que la masa atómica del carbono es de 12.01
uma, se hace referencia a un valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran examinar
individualmente, se encontrarían átomos con masa atómica de 12.00000 o de 13.00335 uma,
pero ninguno de 12.01 uma.
Las masas atómicas de muchos elementos se han determinado de modo exacto con cinco
o seis cifras significativas. Sin embargo, para propósitos de cálculo en este texto, se utilizarán
normalmente masas atómicas aproximadas a sólo cuatro cifras significativas
IV.2.11 PESOS ATÓMICOS
Cuando los químicos de los siglos XVIII y XIX buscaron afanosamente la información
sobre la composición de los compuestos y trataron de sistematizar sus conocimientos,
comprendieron que evidentemente cada elemento tenía una masa relativa con respecto a los otros
elementos. Aun cuando esos primeros científicos no tenían los medios experimentales para medir
la masa de cada tipo de átomo, definieron con éxito una escala relativa de masas atómicas.
Una de las primeras observaciones estableció que el carbono y el oxígeno tenían masas
atómicas relativas, llamadas tradicionalmente pesos atómicos, PA, de 12 y 16, respectivamente.
Miles de experimentos sobre la composición de los compuestos han dado como resultado una
escala de pesos atómicos relativos, que se basa en la unidad de masa atómica (uma), la cual se
define exactamente como 1/2 de la masa de un átomo de un tipo particular de carbono, llamado
carbono-12.
La palabra “peso atómico” se acepta generalmente debido a su empleo tradicional, pero es
más adecuado decir masa, en lugar de peso. A menudo se emplea “masa atómica”.
En esta escala, el peso atómico del hidrógeno (H) es de 1.00794 uma, el del sodio (Na) es
de 22.989768 uma, y el del magnesio (Mg) de 24.3050 uma. Esto indica que los átomos de Na
tienen aproximadamente 23 veces la masa de los átomos de H, mientras que los átomos de Mg
son 24 veces más pesados que los átomos H.
___________________________________________________________________________ 147
IV.2.12 MASA MOLAR DE UN ELEMENTO, MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO
Se ha visto que las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas
de los elementos. Pero dado que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar
balanza práctica alguna para pesarlos usando unidades calibradas de masa atómica. En cualquier
situación real (por ejemplo, en el laboratorio) se manejan muestras de sustancias que contienen
una enorme cantidad de átomos. En consecuencia, sería conveniente contar con una unidad
especial para describir una gran cantidad de átomos.
La idea de una unidad para describir un número particular de objetos no es nueva. Por
ejemplo, el par (dos cosas), la docena (12 cosas) y la gruesa (144 cosas) son todas unidades
familiares.
La unidad definida por el sistema SI es el mol, que es la cantidad de sustancia que
contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay
exactamente en 12 gramos (0.012 kg) de carbono 12. Nótese que esta definición especifica sólo
el método por el cual se puede encontrar el número de partículas elementales. El número real se
determina experimentalmente. La palabra “mol” se deriva de la palabra latina moles, que
significa “una masa”. “Molécula” es el diminutivo de dicha palabra y significa “una masa
pequeña”. El valor aceptado en la actualidad es
1 mol = 6.022045 X 1023 partículas
Este número se llama número de Avogadro, en honor del científico italiano Amadeo
Avogadro. (1776-1856).
En la mayoría de los cálculos, dicho número se redondeará a 6.022 X 1023 átomos de
hidrógeno. Se ha visto que 1 mol de átomos de carbono 12 tiene masa exactamente de 12 g y
contiene 6.022 X 1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12 y es la masa
(en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de la sustancia.
Dado que cada átomo de carbono 12 tiene masa exactamente de 12 uma, es útil observar que la
masa molar de un elemento (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en
uma. Así, la masa atómica del sodio (Na) es de 22.99 uma y su masa molar es de 22.99 g; la
masa atómica del cobre (Cu) es de 63.55 uma y su masa molar es de 63.55 g, y así
sucesivamente. Si se sabe la masa atómica de un elemento, también se sabe su masa molar.
De acuerdo con su definición, la unidad mol se refiere a un número fijo de "entidades"
cuya identidad se debe especificar. En la misma forma que se dice una docena de huevos o de
automóviles, se debe indicar si se trata de un mol de átomos, de moléculas (o de iones, electrones
u otras partículas). Incluso se podría pensar en un mol de huevos, aun cuando el tamaño del
recipiente de cartón necesario es casi imposible de imaginar. El helio existe en forma de átomos
He discretos, por tanto, un mol de helio consta de 6.022 x 1023 átomos de He. El hidrógeno, en
general, se encuentra en forma de moléculas atómicas (dos átomos); por tanto, un mol de
hidrógeno contiene 6.022 x1023 moléculas de H y 2 (6.022 x 1023) átomos de H.
2
Cualquier tipo de átomo, molécula o ión tiene una masa característica y definida, por lo
que se deduce que un mol de una sustancia pura dada también tiene masa definida, sin importar
el origen de la muestra. Esta idea es de suma importancia en los cálculos que se efectúan en el
campo de la química y ciencias que se relacionan con la misma.
Debido a que el mol se define como el número de átomos que hay en 0.012 kg (o 12
gramos) de carbono-12, y debido a que la unidad de masa atómica, uma, se define como 1/2 de la
masa de un átomo de carbono-12, la siguiente proposición es verdadera:
148 __________________________________________________________________________
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La masa en gramos de un mol de átomos de un elemento puro es numérica- mente
igual al peso atómico en uma de dicho elemento.
Por ejemplo, si se obtiene una muestra pura del elemento metálico titanio (Ti), cuyo peso
atómico es de 47.90 uma, y se miden 47.90 gramos del mismo, se tiene un mol o 6.022 x 1023 de
átomos de titanio.
El símbolo de un elemento puede 1) identificar al elemento, 2) representar a un átomo del
elemento, o, como se verá posteriormente, 3) representar un mol de átomos del elemento. La
última interpretación es de gran utilidad para los cálculos a realizar.
La cantidad de una sustancia pura se puede expresar de varias formas. Por ejemplo,
considérese una docena de huevos, 55.847 gramos de limaduras de hierro, o un mol de hierro. La
cantidad de huevos o de limaduras de hierro se puede expresar en diversas unidades. A
continuación, se pueden construir factores unitarios que relacionen la cantidad de una sustancia
expresada en cierto tipo de unidades con la misma cantidad de sustancia expresada en otro tipo
de unidades.
El concepto de un mol es muy útil cuando se aplica a los átomos, ya que constituye una
base de referencia para comparar números iguales de átomos de distintos elementos.
En el ejemplo 2-1 se ilustra la relación entre la masa de una muestra de elemento y el
número de moles de átomos en la muestra.
EJEMPLO 2-1
¿Cuántas moles de átomos contienen 245.2 g de níquel metálico?
Solución
El peso atómico del níquel es de 58.69 uma, por lo que un mol de átomos de níquel es
58.69 gramos del metal.
? mol de átomos Ni = 245.2 g Ni x 1 mol de átomos Ni = 4.178 mol de átomos Ni
58.69 g Ni
También se puede plantear como regla de tres simple:
58.69 g de níquel ------------- 1 mol
245.2 g “
“
-------------- X
X = 245.2 g de níquel x 1 mol = 4. 178 mol de átomos de Ni
58.69 g de níquel
Una vez que se conoce el número de moles de átomos de un elemento, se puede
calcular el número de átomos de la muestra, como se ilustra en el ejemplo 2-2.
EJEMPLO 2-2
¿Cuántos átomos hay en 4.178 moles de átomos de níquel?
Solución
Un mol de átomos de níquel contiene 6.022 x 1023 átomos.
? átomos Ni = 4.178 mol átomos Ni x 6.022 x 1023 átomos Ni =
1 mol átomos de Ni
___________________________________________________________________________ 149
= 2.516 x 10 24 átomos de Ni
O también:
1 mol átomos de níquel ------------- 6.022 x 1023 átomos
4.178 moles “
“
-------------- X
X = 4.178 moles átomos de Ni x 6.022 x 1023 átomos Ni = 2.516 x 10 24 átomos de Ni
1 mol de átomos de níquel
Si se conoce el peso atómico de un elemento en la escala del carbono-12, se puede
emplear el concepto de la mol y del número de Avogadro para calcular la masa promedio,
en gramos (o en cualquier unidad que se elija), de un átomo de ese elemento.
EJEMPLO 2-3
Calcule la masa, en gramos, de un átomo de níquel.
Solución
Se sabe que una mol de átomos de Ni tiene una masa de 58.69 g y que contiene 6.022 x
23
10
Átomos de Ni. Por tanto
? g de Ni
átomos de Ni
=
58.69 g Ni
1 mol Ni
. =
23
6.022 x 10 átomos de Ni
x
1 mol Ni
= 9.746 x 10 –23 g Ni/ átomos Ni
IV.2.13 PESOS FÓRMULA, PESOS MOLECULARES Y MOLES
El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos (PA) de los
elementos de la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que está presente el
elemento. Es la masa en unidades de masa atómica, uma, de una fórmula unitaria. Los pesos
fórmula, al igual que los pesos atómicos en los cuales se basan, son masas relativas expresadas
en uma. El peso fórmula (redondeado a 0.01 uma) para el hidróxido de sodio, NaOH, se
determina como sigue:
Núm. de átomos de un tipo específico
1 x Na =
1
1xH =
1
1xO =
1
X
X
X
X
masa de un átomo
23.00 uma = 23.00 uma de Na
1.01 uma = 1.01 uma de H
16.00 uma = 16.00 uma de O
Peso fórmula de NaOH =40.01 uma
El término peso molecular (PM) se emplea con el término peso fórmula cuando se hace
referencia a las sustancias moleculares (no iónicas), es decir, sustancias que pueden existir como
moléculas discretas.
150 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
A continuación, se calculará el peso fórmula del carbonato de amonio (NH4)2CO3,
utilizando los valores más precisos de pesos atómicos que se conocen. Los datos del problema
indican el número de cifras significativas que se emplean en el cálculo.
Núm. de átomos de un tipo específico
X
2xN=
8xH=
1xC=
3x0 =
X
14.006/4 uma = 28.01348 uma de N
X
1.00794 uma = 8.06352 uma de H
X
12.011 uma = 12.011 uma de C
X
14.00674 uma = 15.9994 urna de O
Peso fórmula = 96.086 uma
2
8
1
3
masa de un átomo
La cantidad de sustancia que contiene la masa expresada en gramos es igual, en número,
al peso fórmula en urna de 6.022 x 1023 unidades fórmula. Una mol de hidróxido de sodio es
40.01 g e NaOH, y una mol de carbonato de amonio es 96.086 g de (NH4)2CO3.
EJEMPLO 2-4
Cual es la masa en gramos, de 10.0 mil millones de moléculas SO2.
Solución
Un mol de SO contiene 6.022 x 1023 moléculas de SO y tiene una masa de 64.1 gramos.
2
? g de SO2
=
2
10.0 x 10 9 moléculas de SO
64.1 g de SO2
.
23
6.022 x 10 moléculas de SO
2 x
2
= 1.06 x 10 –12 g de SO2
Diez mil millones de moléculas de SO2 tienen una masa de sólo 0.00000000000106 gramos.
La balanza analítica de uso común, solo puede pesar hasta 0.0001 gramos.
EJEMPLO 2-5
¿Cuántas a) moles de O2, b) moléculas de O2 y c) átomos de O están contenidas en 40.0
gramos de oxígeno gaseoso a 25° C?
Solución
Una mol de O contiene 6.02 x 1023 moléculas de O y su masa es de 32.0 gramos.
2
2
1.25 moles de O2
a)
? moles de O2 = 40.0 g O2 x 1 mol de O2
32 g de O2
b)
? moléculas de O2 = 40.0 g O2 x 6.022 x 1023 moléculas de O2
32.0 g de O2
= 7.52 x 1023 moléculas
=
O bien, se puede utilizar el número de moles O2 de calculando en el inciso a) para
determinar el número de moléculas de O2 .
? moléculas de O2 = 1.25 moles de O2
x
6.022 x 1023 moléculas de O2
1 mol de O2
= 7.52 x 1023 moléculas de O2
___________________________________________________________________________ 151
? átomos de O = 40.0 g O2 x 6.022 x 1023 moléculas de O2 x
32.0 g de O2
24
= 1.50 x 10
átomos de O
2 átomos de O .
1 molécula de O2
IV.2.14 NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación (también llamado estado de oxidación o Valencia) de un
elemento en un compuesto iónico binario simple es el número de electrones que gana o pierde un
átomo de dicho elemento al formar el compuesto. O también, el número de cargas que tendría
un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos
completamente.
El concepto de números de oxidación es fundamental para nombrar los compuestos.
En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga real del ión. En compuestos
covalentes los números de oxidación no tienen el mismo significado físico que en compuestos
iónicos. Sin embargo, son de gran ayuda para escribir fórmulas y balancear ecuaciones. En
especies con enlace covalente, los números de oxidación se asignan siguiendo un conjunto de
reglas arbitrarias pero de gran utilidad. Al elemento más electronegativo se le asigna un número
de oxidación negativo y al elemento menos electronegativo se le asigna número de oxidación
positivo.
Las siguientes reglas ayudan en la asignación del número de oxidación de los elementos.
1. En los elementos libres (esto es, en estado no combinado), cada átomo tiene un
número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, 02, P4 y S8, tiene el
mismo número de oxidación: cero.
2. Para los iones compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la
carga del ión. Así, Li + tiene un número de oxidación de +1; Ba2+ ión, +2; Fe3+ ión, +3; I- ión,
-1; O 2- ión, -2; etc. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y
todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El
aluminio siempre tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.
3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo,
MgO y H2O) es -2, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2 ) y en el ion peróxido (O22- ) su
número de oxidación es -1.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado a
metales en compuestos binarios (esto es, compuestos que contienen dos elementos). Por
ejemplo, en LiH, NaH y CaH2, su número de oxidación es -1.
5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros
halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan como
iones haluro en los compuestos. Cuando se combinan con el oxígeno, por ejemplo en
oxoácidos y oxoaniones, tienen números de oxidación positivos.
6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos
debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos sus
elementos debe igualar la carga neta del ion. Por ejemplo, en el ion amonio, NH4, el número
de oxidación del N es -3 y el del H es +1. Así, la suma de los números de oxidación es -3 +
4(+ 1) = + 1, que es igual a la carga neta del ion.
Además como regla general se puede tener en cuenta lo siguiente:
152 __________________________________________________________________________
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•
Los elementos metálicos sólo tienen números de oxidación positivos,
mientras que los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación tanto
positivos como negativos.
•
El máximo número de oxidación que puede tener un elemento
representativo es el número de su grupo en la tabla periódica. Por ejemplo, los halógenos
están en el grupo 7A, por lo tanto su máximo número de oxidación posible es +7.
•
Los metales de transición (grupos 1B, 3B – 8B), por lo general tienen
varios números de oxidación.
2.16 - GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES
Composición porcentual El porciento de masa de cada elemento en un compuesto.
Estequiometría Descripción de las relaciones cuantitativas entre los elementos y los
compuestos cuando experimentan cambios químicos.
Estequiometría de composición Describe las relaciones cuantitativas (en masa) entre los
elementos de los compuestos.
Fórmula Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia.
Fórmula empírica Véase fórmula más simple.
Fórmula empírica La proporción menor de números enteros de átomos en un compuesto;
también se llama fórmula más simple. Compárese con fórmula molecular.
Fórmula molecular Fórmula que indica el número real de átomos presentes en una molécula de
una sustancia. Compárese con fórmula empírica.
Hidrato Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.
Ion Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.
Ley de la composición constante Véase Ley de las proporciones definidas.
Ley de las proporciones definidas Enunciado que establece que las muestras diferentes de
compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de
masas.
Mol 6.022 x 1023 (número de Avogadro) unidades fórmula de cualquier sustancia.
Número de Avogadro Véase mol.
Peso atómico El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento;
masas relativas de los átomos de diferentes elementos.
Peso fórmula La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.
Peso molecular Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.
Porcentaje de pureza El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una muestra
impura.
Modificaciones alotrópicas (alótropos) Formas diferentes del mismo elemento en el mismo
estado físico.
Unidad de masa atómica (urna) Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de
carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual
se le llama dalton.
Unidad fórmula o fórmula unitaria La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula
para las sustancias no iónicas.
___________________________________________________________________________ 153
TEMA 3
IV.3.1 COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULAS DE COMPUESTOS
Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se puede expresar
como porcentaje de masa de cada elemento en el compuesto. Una de las razones por las que es
conveniente conocer la composición porcentual en masa de un compuesto, es que comparando
el valor calculado con el encontrado experimentalmente, se puede verificar la pureza de ese
compuesto. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono, CO2, contiene 1 átomo de C y dos
átomos de O. El porcentaje es la parte dividida entre el todo, multiplicado por 100% (o
simplemente las partes por 100), de manera que se puede representar la composición porcentual
del dióxido de carbono en la forma siguiente:
%C = masa de C
masa de CO2
x
=
%O = masa de O
masa de CO2
x
=
100 %
=
P. A. del C
x 100 %
P.M. del CO2
12.0 uma x 100 % = 27.3 %
44.0 uma
100 %
=
2 x P A. del O x 100 %
P.M. del CO2
2 (16.0 uma) x 100 % = 72.7 %
44.0 uma
Un mol de CO2 (44.0 g) contiene un mol de átomos de C (12.0 g) y dos moles de átomos
de O (32.0 g). Por tanto, se podrían utilizar estas masas en el cálculo anterior. Estos números
son los mismos que se emplearon (sólo las unidades son diferentes). En el ejemplo 3-1, el
cálculo se basa en el concepto de mol en lugar del de una molécula.
EJEMPLO 3-1
Calcule la composición porcentual en masa del HNO3.
Solución
Primero se calcula la masa de un mol de HNO3.
No. de moles de átomos
1xH=
1
x
1xN=
1
x
3xO=
3
x
Masa de una mol de átomos
1.0 g
= 1.0 g de H
14.0 g
= 14.0 g de N
16.0 g
= 48.0 g de O
Masa de 1 mol de HNO3 = 63.0 g
Ahora su composición porcentual es:
% H = masa
masa
% N = masa
masa
% O = masa
de
de
de
de
de
H
HNO3
N
HNO3
O
x
100 %
=
x
100 %
=
x
100 %
=
1.0 g
63.0 g
14.0 g
63.0 g
48.0 g
x
100 %
1.6 % H
=
x
100 %
=
x
100 %
=
22.2 % H
76.2 % H
154 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
masa de HNO3
63.0 g
Total = 100.0%
La composición porcentual en masa del ácido nítrico es: 1.6% H, 22.2% N y 76.2% O.
De acuerdo con la Ley de las proporciones Constantes, todas las muestras de HNO3 puro
tendrán esta composición.
IV.3.2 LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA
Una vez analizadas las fórmulas químicas de moléculas y compuestos, se considerarán
ahora dos importantes leyes que jugaron un papel relevante en los primeros pasos hacia la
comprensión de los compuestos químicos.
La ley de las proporciones definidas establece que muestras diferentes de un mismo
compuesto siempre contienen los elementos constituyentes en las mismas proporciones en masa.
Esta ley por lo general se atribuye a Joseph Proust, químico francés que la publicó en 1799, ocho
años antes de que la teoría de Dalton fuera propuesta. La ley dice si, por ejemplo, se analizan
muestras del gas dióxido de carbono (CO2) obtenido de fuentes diferentes, se encontrará en cada
una de las muestras la misma relación en masa entre carbono y oxígeno. En la actualidad este
enunciado parece obvio, porque normalmente se espera que todas las moléculas de un mismo
compuesto tengan la misma composición; es decir, que contengan las mismas proporciones de
átomos de los elementos constituyentes. Si las proporciones de los diferentes átomos son fijas,
también los serán las masas de dichos átomos.
La otra ley fundamental es la ley de las proporciones múltiples, la cual establece que si
dos elementos se pueden combinar para formar más de un compuesto, las masas de un elemento
que se combinan con la masa fija de otro elemento se encuentran en relaciones de números
enteros pequeños. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, a
saber, CO (monóxido de carbono) y CO2 (dióxido de carbono).
El análisis químico de los compuestos arroja los siguientes datos:
Primer compuesto (CO)
La masa del oxígeno que se combina con 12 g de C es de 16 g, de modo que la relación es
masa de C
masa de O
=
12 g
16 g
Segundo compuesto [CO2)
La masa de oxígeno que se combina con 12 g de C es de 32 g, por lo cual la relación es
masa de C
masa de O
=
12 g
32g
La relación de masas de O que se combinan con 12 g de C en estos dos compuestos está
dada por
masa de O en CO = 16 g = 1
masa de O en CO2
32 g
2
La relación 1:2 cumple con la ley de las proporciones múltiples.
___________________________________________________________________________ 155
La teoría atómica de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de una forma
muy sencilla. Los compuestos difieren en el número de átomos de cada clase que se combinan.
Para los dos compuestos formados entre C y O, las mediciones sugieren que un átomo de
carbono se combina con un átomo de oxígeno en el primer compuesto (esto es, en el CO) y que
un átomo de carbono se combina con dos átomos de oxígeno en el otro compuesto (esto es, en el
CO2).
IV.3.3 ECUACIONES QUÍMICAS
Comenzaremos a estudiar la estequiometría de las reacciones, es decir las relaciones
cuantitativas entre las sustancias que participan en las reacciones químicas.
Ya sea que se trate de describir una reacción que se emplea en algún análisis químico, o a
nivel industrial en la producción de algún plástico, o que se lleve a cabo durante el metabolismo
en el cuerpo, es preciso describirlas con precisión. Las ecuaciones químicas constituyen un
lenguaje sumamente exacto aunque muy versátil, para describir cambios químicos.
En las reacciones químicas siempre transforman una o más sustancias en una o más
sustancias diferentes; esto es, los átomos o iones se reagrupan para formar otras sustancias.
Las ecuaciones químicas se emplean para describir las reacciones químicas e indican: 1)
las sustancias que reaccionan o reactivos, 2) las sustancias que se forman o productos y 3) las
cantidades relativas de las sustancias que participan en la reacción. Un ejemplo común es la
combustión del gas natural, una reacción que se emplea en la calefacción de edificios y en la
cocción de los alimentos. El gas natural es una mezcla de diversas sustancias, siendo el metano
CH4, el componente principal. La ecuación que describe la reacción del metano con
exceso de oxígeno es
CH4 + 202
reactantes
——> CO2 + 2H2O
productos
¿Qué indica esta ecuación? En la forma más sencilla indica que el metano reacciona con
el oxígeno para producir dióxido de carbono, CO2 y agua. En una forma más específica,
establece que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir
una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua. El signo “+” significa
“reacciona con” y la flecha “ ——>” significa “produce”.
Es decir:
∆
CH4
+
202
——>
CO2
+
2H2O
1 molécula
2 moléculas
1 molécula
2 moléculas
En algunas reacciones son necesarias condiciones especiales que se indican mediante una
notación colocada sobre la flecha. La letra griega delta (∆) mayúscula significa que se requiere
calor para indicar esta reacción.
Como se indicó antes, no se produce cambio detectable en la cantidad de materia
durante una reacción química ordinaria. Este principio básico es la ley de la conservación de la
materia, y constituye la base para el "balanceo" de las ecuaciones químicas y los cálculos que se
realizan a partir de dichas ecuaciones. Como la materia no se crea ni se destruye durante una
156 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
reacción química, una ecuación química balanceada siempre debe contener el mismo número de
átomos de cada tipo en ambos miembros de la ecuación. Todas las sustancias deben
representarse por medio de fórmulas que las describen en la forma en que existen antes de
intentar balancear una ecuación.
Por ejemplo, para representar a la molécula diatómica del hidrógeno se escribe H2, no
solamente H, ya que esta última representa únicamente a los átomos de hidrógeno. Una vez que
la fórmula se encuentra expresada en forma correcta, no se pueden cambiar los subíndices de la
misma, ya que diferentes subíndices en las fórmulas especifican compuestos diferentes, y, la
ecuación no describe la misma reacción si se cambian las fórmulas.
Se va a escribir la ecuación balanceada para la reacción de aluminio metálico con ácido
clorhídrico (cloruro de hidrógeno disuelto en agua) para obtener cloruro de aluminio e
hidrógeno. La "ecuación" sin balancear es:
Al + HC1 ——» A1C13 +
H2
Como es evidente, la "ecuación" no cumple con la ley de conservación de la materia
debido a que hay dos átomos H en la molécula H2 y tres átomos Cl en la fórmula unitaria de
AlCl3 (lado derecho de la ecuación), pero sólo están presentes un átomo H y un átomo Cl en la
molécula HC1 (lado izquierdo de la ecuación). Hay que observar que los átomos H y Cl deben
guardar una relación 1 : 1, en el lado izquierdo, mientras que en el lado derecho los átomos Cl se
encuentran en grupos de 3 y los de hidrógeno en grupos de 2. El mínimo común múltiplo de 3 y
2 es 6, de modo que para balancear la ecuación se debe colocar 2 como coeficiente de AlCl3 y 3
como coeficiente de H2 para tener seis átomos de H y seis átomos de Cl en el lado derecho de la
ecuación (relación 1 : 1).
Al + HC1 ——» 2 A1C13 + 3 H2
Al cambiar el coeficiente de Al a 2 y el del HC1 a 6 se balancea la ecuación.
2 Al
+
6 HC1
——»
2 A1C13
+
aluminio ácido clorhídrico
cloruro de aluminio
3 H2
hidrógeno
El éter dimetílico, C2H6O, se quema en exceso de oxígeno produciendo bióxido de
carbono y agua. Para balancear la ecuación de esta reacción, se tiene la forma no balanceada,
C2H6O + O2
——>
CO2 + H2O
En cada miembro de la ecuación aparece el carbono en un solo compuesto, al igual que el
hidrógeno. Se comienza por balancear estos elementos:
C2H6O + O2
——>
2 CO2 + 3 H2O
Ahora se tiene un número impar de átomos de O en ambos lados, el O único del C2H6O se
balancea con uno de los átomos de O en el lado derecho, para balancear los otros seis se coloca
el número 3 como coeficiente de O2 en el lado izquierdo.
C2H6O + 3 O2
——>
2 CO2 + 3 H2O
El balanceo "por método de tanteo o aproximación" de las ecuaciones químicas es un
método de ensayo y error, que requiere mucha práctica y es “muy importante”.
___________________________________________________________________________ 157
IV.3.4 NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Es necesario aprender los nombres de los compuestos con los cuales se trabaja. Cuando la
Química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era pequeño, era posible
memorizar sus nombres. Muchos de tales nombres se derivaban de atributos de los compuestos
como aspecto físico, propiedades físicas o químicas, origen o aplicaciones; por ejemplo, leche de
magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía, sosa para lavar y polvo de hornear. En
la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa con mucho los cinco millones. Por
suerte, no es necesario memorizar sus nombres, aun cuando fuera posible hacerlo. A través de
los años los químicos han diseñado formas claras y sistemáticas para nombrar las sustancias
químicas. Los esquemas de nomenclatura son aceptados mundialmente, lo que facilita la
comunicación entre los químicos y aporta medios útiles para trabajar con la abrumadora cantidad
de sustancias identificadas en la actualidad.
Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre
compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente
en combinación con elementos como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los
compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Algunos compuestos que contienen
carbono como monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono
(CS2), los que tienen el grupo cianuro (CN-) y los grupos carbonato (CO3-2) y bicarbonato
(HCO3-), se consideran por conveniencia compuestos inorgánicos. Si bien la nomenclatura de los
compuestos orgánicos no se estudiará, se utilizarán algunos compuestos para ejemplificar
principios químicos.
Para organizar y simplificar el estudio de la nomenclatura química los compuestos
inorgánicos se dividirán en cuatro categorías: compuestos iónicos, compuestos moleculares,
ácidos y bases, e hidratos.
Compuestos iónicos
Ya vimos que los compuestos iónicos están formados por cationes (iones positivos) y
aniones (iones negativos). Excepto por el ión amonio, NH4+, todos los cationes de interés se
derivan de átomos metálicos. Los cationes metálicos toman su nombre del metal del que se
originen. Por ejemplo:
Elemento
Nombre del catión
Na sodio
K potasio
Mg magnesio
Al
aluminio
Na +
ion sodio (o catión sodio)
K+
ion potasio (o catión potasio)
Mg 2+ ion magnesio (o catión magnesio)
Al 3+ ion aluminio (o catión aluminio)
Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios, o compuestos formados sólo por
dos elementos. Para compuestos binarios, el primer elemento que se escribe es el catión metálico,
seguido del anión, no metálico. Así, el NaCl es cloruro de sodio, donde el anión se nombra
tomando la primera parte del nombre del elemento (clor) agregando el sufijo uro. Las cargas del
catión y el anión no se incluyen en la fórmula.
La terminación "uro" también se utiliza para algunos grupos de aniones formados por dos
elementos diferentes, como cianuro (CN-). Así el KCN se denomina cianuro de potasio. Éste es
un ejemplo de compuesto terciario, lo cual significa que está formado por tres elementos. Otro
ejemplo de compuesto iónico terciario es el cloruro de amonio (NH4C1). En este caso el catión
(NH4+) está formado por dos elementos diferentes. En la tabla 3.1 se representan en orden
alfabético, los nombres de varios cationes y aniones inorgánicos comunes.
158 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Tabla 3-1 Nombres y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes
Catión
Anión
Aluminio (Al 3+)
Amonio (NH4+)
Bario (Ba2+)
Cadmio (Cd2+)
Calcio (Ca2+)
Cesio (Cs+)
Cinc (Zn2+)
Cobalto(II) o cobaltoso (Co2+)
Cobre(I) o cuproso (Cu+)
Cobre(II) o cúprico (Cu2+)
Cromo(III) o crómico (Cr3+)
Estaño (II) o estañóso (Sn2+)
Estroncio (Sr2+)
Hidrógeno (H+)
Hierro(II) o ferroso (Fe2+)
Hierro(III) o férrico (Fe3+)
Litio (Li+)
Magnesio (Mg2+)
Manganeso(II) o manganoso (Mn2+)
Mercurio(I) o mercurioso (Hg22+)
Mercurio(II) o mercúrico (Hg2+)
Plata (Ag+)
Plomo(II) o plumboso (Pb2+)
Potasio (K+)
Sodio (Na+)
Bromuro (Br-)
Carbonato (CO3-2)
Carbonato ácido o bicarbonato (HCO3-)
Cianuro (CN-)
Clorato (ClO3)Cloruro (Cl)Cromato (CrO4)-2
Dicromato (Cr2O7)-2
Fosfato (PO4)-3
Fosfato ácido (HPO4)-2
Fosfato diácido (H2PO4)Fluoruro (F)Hidróxido (OH)Hidruro (H-)
Nitrato (NO3)Nitrito (NO2) Nitruro (N) –3
Óxido (O-2)
Permanganato (MnO4 ) Peróxido (O2) -2
Sulfato (SO4) -2
Sulfato ácido o bisulfato (HSO4) Sulfito (SO2) -2
Sulfuro (S) -2
Tiocianato (SCN) Yoduro (I) -
Una guía importante para expresar de manera correcta las fórmulas de los compuestos
iónicos consiste en recordar que cada compuesto debe ser eléctricamente neutro. Esto significa
que la suma de las cargas del catión y el anión en cada unidad de fórmula debe sumar cero. La
neutralidad eléctrica se puede mantener aplicando la siguiente regla: el subíndice del catión es
numéricamente igual a la carga del anión, y el subíndice del anión es numéricamente igual a la
carga del catión. Si las cargas son numéricamente iguales, el subíndice tanto del catión como del
anión es 1. Esto es consecuencia del hecho de que como las fórmulas empíricas, los subíndices
deben siempre reducirse a las relaciones pequeñas. Se considerarán ahora algunos ejemplos.
• Bromuro de potasio. El catión es K+ y el anión es Br-. En consecuencia, la
fórmula es KBr. La suma de las cargas es (+l) + (-l) = 0.
• Yoduro de zinc. El catión es Zn+2 y el anión es I-. Como resultado, la fórmula es
ZnI2. La suma de las cargas es (+2) + 2 . (-1) = 0. Nótese que dado que el catión zinc
siempre tiene carga 2+ y el anión yoduro carga 1-, no es necesario indicar en el nombre la
presencia de dos iones I-. Para mantener la neutralidad eléctrica en el yoduro de zinc, el
subíndice del yodo debe ser 2.
• Oxido de aluminio. El catión es Al+3 y el anión es O-2. El siguiente diagrama ayuda a
determinar los subíndices del catión y el anión:
___________________________________________________________________________ 159
A12 O3
La suma de las cargas es 2. (+3) + 3. (-2) = 0. Como en los casos anteriores, no es
necesario indicar en el nombre la presencia de dos cationes Al+3 y tres aniones O-2.
Algunos metales, especialmente los metales de transición, pueden formar más de un tipo
de catión. Considérese el hierro por ejemplo, el cual forma dos cationes: Fe+2 y Fe+3.
Un método antiguo que aún tiene cierto uso asigna la terminación "-oso" al catión con
menor carga positiva y la terminación "-ico" al de mayor carga positiva:
Fe +2 ion ferroso
Fe +3 ion férrico
Los nombres de los compuestos que estos iones forman con cloro serian:
FeCl2 cloruro ferroso
FeCl3 cloruro férrico
Esta forma de nombrar los cationes presenta claras limitaciones. La primera es que las
terminaciones "-oso" e "-ico" no informan sobre la carga de los dos cationes implicados.
Así, el ion férrico es Fe+3 pero el catión de cobre llamado cúprico tiene por fórmula
Cu+2.
Además, las terminaciones "-oso" e "ico" sólo sirven para nombrar dos cargas positivas
diferentes. Y algunos elementos metálicos pueden asumir tres o más cargas positivas al formar
compuestos. Por lo anterior, cada vez es más común designar las diferentes cargas de los
cationes con números romanos. Este procedimiento se llama sistema Stock. En él, el número
romano I se emplea para una carga positiva, II para dos cargas positivas, y así sucesivamente.
Por ejemplo, los átomos de manganeso (Mn) pueden tener diferentes cargas positivas.
Mn+2 : MnO óxido de manganeso (II)
Mn+3 : Mn203 óxido de manganeso (III)
Mn+4 : MnO2 óxido de manganeso (IV)
Los nombres de estos compuestos se leen óxido de manganeso dos, óxido de manganeso
tres y óxido de manganeso cuatro. Empleando el sistema Stock, el ion ferroso se puede expresar
como hierro (II) y el ion férrico como hierro (III); el cloruro ferroso sería cloruro de hierro (II) y
el cloruro férrico, cloruro de hierro (III).
Compuestos moleculares
A diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares, están formados por
unidades moleculares discretas. Están comúnmente constituidos por elementos no metálicos. Se
centrará sobre todo la atención en los compuestos binarios, dado que muchos de los compuestos
moleculares inorgánicos están formados por sólo dos elementos. Los compuestos moleculares
binarios se nombran de manera similar a como se hace con los compuestos iónicos; esto es, se
nombra primero el segundo elemento tomando la primera parte de su nombre, agregando la
terminación "uro" y mencionando el primer elemento después. Algunos ejemplos son:
HC1 cloruro de hidrógeno
160 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
HBr bromuro de hidrógeno
SiC carburo de silicio
A menudo se encuentra que un par de elementos puede formar diferentes tipos de
compuestos. En estos casos, se evita la confusión al nombrar estos compuestos usando prefijos
griegos que denotan el número de átomos de cada elemento presente. Considérense los
siguientes ejemplos:
CO
SO2
PCl3
NO2
Cl2O7
monóxido de carbono
dióxido de azufre
SO3
tricloruro de fósforo
dióxido de nitrógeno
hepóxico de dicloro
CO2
dióxido de carbono
trióxido de azufre
PCl5
pentacloruro de fósforo
N2O4
tetróxido de dinitrógeno
La siguiente guía es útil cuando se nombran compuestos con prefijos:
• El prefijo "mono" suele omitirse para el primer elemento. Por ejemplo, SO2 se
denomina dióxido de azufre y no dióxido de monoazufre. Por tanto, la ausencia de prefijo
implica que sólo hay un átomo del primer elemento presente en la fórmula de la molécula.
• Para los óxidos, la terminación "a" en el prefijo se omite algunas veces. Por ejemplo,
N2O4 se puede llamar tetróxido de dinitrógeno en lugar de tetraóxido de dinitrógeno.
Una excepción en el uso de prefijos griegos es el caso de los compuestos moleculares que
tienen hidrógeno. Tradicionalmente, muchos de estos compuestos se llaman o bien por sus
nombres comunes no sistemáticos o bien por nombres que no indican específicamente el número
de átomos de hidrógeno presente:
diborano
CH4
metano
B 2 H6
SiH4
monosilano
NH3
amoniaco
PH3
fosfina
H2 O
agua
H2 S
sulfuro de hidrógeno
Obsérvese que incluso el orden en que se escriben los elementos en las fórmulas es
irregular. Los ejemplos anteriores indican que el H se escribe primero en las fórmulas del agua y
del sulfuro de hidrógeno, en tanto que se escribe al final en otros compuestos. Por lo general es
muy sencillo escribir las fórmulas de los compuestos moleculares.
Así, el nombre trifluoruro de arsénico significa que hay un átomo de As y tres átomos de
F en cada molécula, y la fórmula molecular es AsF3. Obsérvese que el orden de aparición de los
elementos en la fórmula es inverso del nombre.
Ácidos y bases
Nomenclatura de ácidos. Un ácido se define aquí como una sustancia que libera iones de
hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. Las fórmulas de los ácidos inorgánicos están
constituidas por uno o más átomos de hidrógeno, así como un grupo aniónico. Los aniones cuyos
nombres terminan en "uro" tienen asociados ácidos con terminación "hídrico", como se aprecia
en la tabla 3-2. Se habrá notado que en algunos casos se asignan dos nombres diferentes a la
misma fórmula química, por ejemplo:
HCl
cloruro de hidrógeno
HCl
ácido clorhídrico
___________________________________________________________________________ 161
El nombre asignado al compuesto depende de su estado físico. Cuando el HC1 existe en
estado gaseoso o en estado de líquido puro, es un compuesto molecular y se le llama cloruro de
hidrógeno. Cuando se disuelve en agua, las moléculas se separan en los iones H+ y Cl- y entonces
la sustancia se llama ácido clorhídrico.
Tabla 3.2 Algunos ácidos sencillos
Anión
Ácido correspondiente
F- (fluoruro)
Cl- (cloruro)
Br- (bromuro)
I- (yoduro)
CN- (cianuro)
S-2 (sulfuro)
HF (ácido fluorhídrico)
HC1 (ácido clorhídrico)
HBr (ácido bromhídrico)
HI (ácido yodhídrico)
HCN (ácido cianhídrico)
H2S (ácido sulfhídrico)
Los ácidos que están formados por hidrógeno, oxígeno y otro elemento (el
elementocentral) se llaman oxoácidos. Las fórmulas de los oxoácidos suelen escribirse con el H
primero, seguido del elemento del átomo central y luego el O, como se muestra en la siguiente
serie de oxoácidos:
H2CO3
ácido carbónico
HNO3
ácido nítrico
H2SO4
ácido sulfúrico
HC1O3
ácido dórico
A menudo dos o más oxoácidos tienen el mismo átomo central pero diferente número de
átomos de oxígeno. Empezando con los oxoácidos cuyos nombres terminan en ico, se utilizan las
siguientes reglas para nombrar estos compuestos.
• Al agregar un átomo de O al ácido "ico": el ácido se llama ácido "per ... -ico".
Así, cuando el HC1O3 se transforma en HC1O4, el ácido se llama ácido perclórico.
• Al quitar un átomo de oxígeno al ácido "-ico": el ácido se llama ácido "-oso". De
este modo, cuando el HNO3 se convierte en HNO2 se llama ácido nitroso.
• Al quitar dos átomos de oxígeno al ácido "-ico": el ácido se llama "hipo... -oso".
Así, cuando el HBrO3 se transforma en HOBr el ácido se llama ácido hipobromoso.
Las reglas para nombrar los aniones de los oxoácidos, llamados oxoaniones, son las
siguientes.
• Cuando todos los iones H se han eliminado del ácido "-ico", el nombre del anión
termina en "-ato". Por ejemplo, el anión CO3-2 derivado del H2CO3 se llama carbonato.
• Cuando todos los iones H se han eliminado del ácido "-oso", el nombre del anión
termina en "-ito". Así, el anión ClO2-; derivado del HC1O2 se llama clorito.
• Los nombres de los aniones en los cuales se han perdido uno o más iones
hidrógeno pero no todos deberán indicar el número de iones H presentes. Por ejemplo,
considérense los aniones derivados del ácido fosfórico.
H3PO4
ácido fosfórico
H2PO4fosfato diácido
HPO4-2
fosfato ácido
PO4-3
fosfato
162 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Nótese que comúnmente se omite el prefijo "mono-" cuando sólo hay un H en el anión,
En la tabla 3.3 se presentan los nombres de los oxoácidos y oxoaniones que tienen cloro.
Tabla 3.3 Algunos ácidos sencillos
Anión
Ácido correspondiente
-
ClO4 (perclorato)
ClO3- (clorato)
ClO2- (clorito)
ClO- (hipocloroso)
ClO4H (ácido perclórico)
ClO3H (ácido clórico)
ClO2H (ácido cloroso)
ClOH (ácido hipocloroso)
Nomenclatura de bases. Una base se define aquí como una sustancia que libera iones
hidróxido (OH -) cuando se disuelve en agua. Algunos ejemplos son:
NaOH
hidróxido de sodio
KOH
hidróxido de potasio
Ba(OH) 2
hidróxido de bario
El amoniaco (NH3), un compuesto molecular en el estado gaseoso o líquido puro, también
se clasifica como una base común. A primera vista podría parecer una excepción a la definición
de base anterior. Pero debe hacerse notar que todo lo que se requiere para que una sustancia sea
una base es que libere iones hidróxido cuando se disuelve en agua. No es necesario que la base
original contenga iones hidróxido en su estructura. De hecho, cuando el amoniaco se disuelve en
agua, el NH3 reacciona con ella al menos parcialmente para formar iones NH4+ y OH-. Por ello es
adecuado clasificarlo como una base.
Hidratos
Se denominan hidratos los compuestos que tienen unidas un número específico de
moléculas de agua. Por ejemplo, en su estado normal (digamos, en un recipiente de reactivo)
cada unidad de sulfato de cobre (II) tiene cinco moléculas de agua asociadas a él. La fórmula del
sulfato de cobre pentahidratado es CuSO4 • 5 H2O. Las moléculas de agua se pueden eliminar
por calentamiento. Cuando esto ocurre, el compuesto resultante es CuSO4 y suele llamarse
sulfato de cobre (II) anhidro, donde "anhidro" quiere decir que ya no tiene moléculas de agua
unidas a él. Algunos ejemplos de hidratos son:
BaCl2 • 2H2O
LiCl • H2O
MgSO4 • 7 H2O
Sr(NO3)2 • 4H2O
cloruro de bario dihidratado
cloruro de litio monohidratado
sulfato de magnesio heptahidratado
nitrato de estroncio tetrahidratado
Algunos compuestos se conocen mejor por su nombre común que por el nombre
sistemático. Los nombres de algunos compuestos inorgánicos comunes se presentan en la tabla
3.4
___________________________________________________________________________ 163
Tabla 3.4 Nombres sistemáticos y comunes de algunos compuestos
Fórmula
Nombre común
Nombre sistemático
H2O
NH3
CO2
NaCl
N2O
CaCO3
CaO
Ca(OH)2
NaHCO3
agua
óxido de hidrógeno
amoniaco
nitruro de trihidrógeno
hielo seco
dióxido de carbono sólido
sal de mesa
cloruro de sodio
gas hilarante
óxido de diinitrógeno (óxido nitroso)
mármol, gis, piedra caliza
carbonato de calcio
óxido de calcio
cal viva
cal apagada
hidróxido de calcio
polvo de hornear
carbonato ácido de sodio
o bicarbonato de sodio.
Na2CO3 • 10H2O
sosa para lavar
carbonato de sodio decahidratado
MgSO4 • 7H2O
sal de Epsom
sulfato de magnesio heptahidratado
Mg(OH)2
leche de magnesia
hidróxido de magnesio
CaSO4 • 2H2O
yeso
sulfato de calcio dihidratado
IV.3.5 CÁLCULOS QUE SE REALIZAN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS
Como se indicó anteriormente, las ecuaciones químicas representan un lenguaje muy
preciso y versátil. A partir de este momento se pueden emplear para calcular las cantidades
relativas de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Por ejemplo, se considerará
de nuevo la combustión del metano en exceso de oxígeno. La ecuación química balanceada para
esta reacción es:
∆
CH4 + 2 O2
——> CO2 + 2 H2O
Tomando el nivel molecular como referencia cuantitativa, la ecuación expresa:
CH4
1 molécula
de metano
+
2 O2
2 moléculas
de oxígeno
——>
CO2
+
1 molécula de
dióxido de carbono
2 H2O
2 moléculas
de agua
EJEMPLO 3-2
¿Cuántas moléculas de O2 son necesarias para reaccionar con 47 moléculas de CH4 según
la ecuación anterior?
Solución
La ecuación balanceada indica que una molécula de CH4 reacciona con dos moléculas de O2.
1 molécula de CH4
2 moléculas de O2
y
2 moléculas de O2
1 molécula de CH4
En esta reacción, el numerador y el denominador son químicamente equivalentes, es
decir, representan la misma cantidad de reacción.
? Moléculas de O2 = 47 moléculas CH4 x 2 moléculas de O2 = 94 moléculas de O2
1 molécula de CH4
164 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Las ecuaciones químicas también indican las cantidades relativas de cada reactivo y
producto en una reacción química dada. Se demostró anteriormente que las fórmulas pueden
representar moles de sustancias. Supóngase que un número de moléculas de CH4 igual al de
Avogadro participan en la reacción en lugar de sólo una molécula de CH4, por lo que la
ecuación se puede expresar como sigue:
∆
CH4
+
2 O2
——>
CO2
+
2 H2O
6.02 x 1023 moléculas
2(6.02 x l023 moléculas) 6.02 x 1023 moléculas 2(6.02 x 1023 moléculas)
1 mol
2 moles
1 mol
2 moles
Esto indica que un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para producir un
mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. Como se conoce la masa de un mol de cada una
de las sustancias, se puede escribir lo siguiente:
CH4 + 2 O2
——>
1 mol
2 mol
16 g
2 (32g)
16 g
64 g
CO2
1 mol
44 g
44 g
80 g de reactivos
+
2 H2 O
2 mol
2 (18g)
36 g
80 g de productos
Ahora la ecuación indica que 16 gramos de CH4 reaccionan con 64 gramos de O2
oxígeno para producir 44 gramos de CO2 y 36 gramos de H2O, lo cual satisface la ley de la
conservación de la materia. Las ecuaciones químicas describen las proporciones de reacción,
es decir, las proporciones molares de reactivos y productos así como a las masas relativas de
reactivos y productos.
EJEMPLO 3-3
¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24 gramos de
CH4?
Solución
Recordando la ecuación balanceada:
CH4 +
1 mol
16 g
2 O2
2 mol
64 g
——>
CO2
1 mol
44 g
+
2 H2 O
2 mol
36 g
Esto indica que 16 gramos de CH4 reaccionan con 64 gramos de O2. Estas dos
cantidades son químicamente equivalentes, de manera que se pueden establecer lo siguiente:
16 g CH4
64 g O2
y
64 g O2
16 g CH4
La solución del problema es:
? g de O2
=
24 g CH4
x
64 g O2
16 g CH4
=
96 g de O2
___________________________________________________________________________ 165
El problema puede resolverse de otra manera, la cual se conoce como método del mol.
En este método se calcula el número de moles de reactivos o de productos, y se convierte a
gramos (o cualquier otra unidad que se desee). En el ejemplo 3-3 se deseaba saber qué masa de
oxígeno se necesita para reaccionar con 24 gramos de CH4. A continuación se aplicará el
método del mol, primero estableciendo la ecuación balanceada y efectuando los cálculos que a
continuación se indican:
CH4
+
2 O2
1 mol
2 mol
? mol CH4 = 24 g CH4 x 1 mol de CH4
16 g CH4
? mol O2 = 1.5 mol CH4
? g O2 = 3.0 mol O2
x
——>
x
=
2 mol de O2
1 mol CH4
CO2
+
1 mol
2 H2O
2 mol
1.5 mol CH4
=
3.0 mol O2
32 g O2 = 96.0 g O2
1 mol O2
Todos los pasos anteriores se pueden combinar en uno solo:
? g O2 = 24 g CH4 x 1 mol CH4 x 2 mol O2 x 32 g O2 = 96.0 g O2
16 g CH4
1 mol CH4 1 mol O2
La misma respuesta, 96 gramos de O2, se obtiene por ambos métodos. En el ejemplo 3-4
se invierte la pregunta.
EJEMPLO 3-4
¿Qué masa de CH4 en gramos es necesaria para reaccionar con 96 gramos de O2?
Solución
? g CH4 = 96 g O2 x 1 mol O2 x 1 mol CH4 x 16 g CH4
32 g O2
2 mol O2
1 mol CH4
o de manera más sencilla
? g CH4 = 96 g O2
x
16 g CH4
64 g O2
=
=
24.0 g CH4
24.0 g CH4
En el ejemplo 3-3 ésta es la cantidad de CH4 que reacciona con 96 gramos de O2.
EJEMPLO 3-5 La mayor parte de las reacciones de combustión se llevan a cabo con exceso de
O2, es decir, más O2 del necesario para quemar la sustancia por completo. Calcule la masa en
gramos de CO2, que se produce al quemar 6.0 moles de CH4 en exceso de O2.
Solución
166 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Al recordar la ecuación balanceada
CH4
1 mol
16 g
+
2 O2
——>
2 mol
2 (32 g)
CO2
1 mol
44 g
+
2 H2O
2 mol
2 (18g)
la cual indica que una mol de CH4 produce una mol (44 g) de CO2.
? g CO2 = 6 mol CH4
x
1 mol CO2
1 mol CH4
x
44 g CO2
1 mol CO2
=
2.6 x 10 2g CO2
IV.3.6 GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES
Concentración Cantidad de soluto por unidad de volumen o masa de disolvente o de solución.
Dilución Proceso para reducir la concentración de soluto en solución, agregando simplemente
más disolvente a la solución.
Disolvente El medio dispersante de una solución.
Ecuación química Descripción de una reacción química mediante colocación de las fórmulas de
los reactivos a la izquierda y las fórmulas de los productos a la derecha de una flecha,
respectivamente.
Estequiometría Descripción de las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos
cuando experimentan cambios químicos.
Estequiometría de reacción Descripción de relaciones cuantitativas entre sustancias que
participan en reacciones químicas.
Masa porcentual Expresión de la masa de soluto multiplicada x 100 y dividida por la masa de
solución que la contiene.
Molaridad (M) Número de moles de soluto por litro de solución.
Productos Sustancias que se forman en una reacción química.
Proporción de reacción Cantidades relativas de reactivos y •productos que intervienen en una
reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas.
Reactivo limitante Sustancia que limita estequiométricamente la cantidad de producto(s) que se
pueden tomar en una reacción.
Reactivos Sustancias que participan en una reacción química.
Rendimiento porcentual Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento
teórico.
Rendimiento real Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada.
Compárese con rendimiento teórico.
Rendimiento teópico Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir
de determinadas cantidades de reactantes, suponiendo que el reactivo limitante se
consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el
producto. Compárese con rendimiento.
Solución Mezcla homogénea de dos o más sustancias.
Soluto La fase dispersa (disuelta) de una solución.
___________________________________________________________________________ 167
168 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
IV.4
GUÍA DE TEMAS Y PROBLEMAS
Se considera prerrequisito indispensable para encarar el cursado en forma eficaz de las
asignaturas curriculares relacionadas, la revisión de contenidos concretos incluídos en los
programas de nivel medio.
La presente constituye una guía de ejercitación y revisión conceptual, que el alumno
puede abordar previamente a su participación de las clases, en que docentes del área tratarán las
situaciones problemas apoyándose en su necesario sustento teórico; previéndose la máxima
participación activa estudiantil. como ayuda adicional, se agregan, acompañados de un sintético
desarrollo teórico, problemas resueltos sobre los temas principales
En cuanto a la bibliografía a consultar para el seguimiento del curso, se recomienda
principalmente la empleada en la enseñanza media.
IV.4
GUIA DE PROBLEMAS
IV.4.1 Guía Tema I
PROBLEMA 1: Establezca qué afirmaciones son correctas. Justifique
a.- Un sistema de un solo componente debe ser homogéneo.
b.- Un sistema de dos componentes líquidos debe ser homogéneo.
c.- Un sistema homogéneo debe estar formado por un solo componente.
d.- Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo.
f.- Varios componentes distintos deben formar un sistema heterogéneo.
PROBLEMA 2 (RESUELTO) : Para un sistema formado por trozos de hielo en una solución
acuosa de cloruro de sodio, indicar las proposiciones correctas y justificar.
a.- Es un sistema homogéneo.
b.- El sistema tiene tres interfaces.
c.- El sistema tiene cuatro componentes.
d.- El sistema tiene tres fases líquidas y una sólida.
e.- El sistema tiene dos componentes.
f.- Los componentes del sistema se pueden separar por filtración.
g.- Los componentes del sistema se pueden separar por destilación.
--Sistema es la parte del universo que es objeto de análisis o investigación. En la
Fisicoquímica se compone de materia, por lo que se trata de sistemas materiales.
La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa.
--Un sistema material es homogéneo cuando sus propiedades intensivas son las mismas
en toda su extensión. En cambio un sistema es heterogéneo cuando presenta variaciones de
propiedades intensivas entre distintas regiones.
--El valor de una propiedad intensiva no depende de cuanta materia se considere. Si la
propiedad depende de la cantidad de materia considerada, se trata de una propiedad extensiva.
-- En un sistema se definen como componentes a las especies químicas que lo integran y
fases a las regiones del sistema diferenciadas a través de sus propiedades intensivas. Se
denomina interfase al límite que separa una fase de otra. Un sistema homogéneo consta
entonces de una única fase y no posee interfases.
____________________________________________________________________________169
Respuestas:
a) Es falso, pues consta de dos fases, una sólida y otra líquida (además de diferentes
composiciones).
b) Es falso, pues podemos definir una única interfase, que es la que separa el hielo sólido
de la solución.
c) Es falso, pues los componentes presentes son únicamente agua (como sólido y
líquido) y cloruro de sodio (en la fase líquida).
d) Es falso, pues el sistema posee una única fase líquida: la solución salina.
e) Es verdadero, los componentes son agua y cloruro de sodio.
f) Es falso, pues al filtrar quedarían retenidos en la malla los trozos de hielo (agua) y
pasaría la parte de agua que integra la solución, en la que además el agua y la sal
permanecerían sin separar.
g) Es verdadero, pues por calentamiento se funde primero el hielo y a continuación el
agua, ahora líquida en su totalidad, puede separarse por evaporación, quedando la sal
como residuo sólido.
PROBLEMA 3 : Para un sistema formado por azúcar y sal disueltas en agua, indique las
afirmaciones correctas.
a.- El sistema a una dada temperatura, presenta tres valores diferentes de densidad.
b.- La densidad es igual en todas las regiones del sistema.
c.- El sistema presenta una interfase sólido-líquido.
d.- El sistema es heterogéneo.
PROBLEMA 4 : Indique a que estado/s de agregación de la materia son adjudicables las
siguientes características.
a.- Tiene volumen propio y adopta la forma del recipiente.
b.- No tiene forma propia.
c.- Tiene forma propia.
d.- Tiene volumen propio y éste se modifica fácilmente con la presión y la temperatura.
e.- Tiene volumen propio y adopta la forma del recipiente.
f.- Tiene forma propia y adopta el volumen del recipiente.
PROBLEMA 5 : Dados los siguientes sistemas, indique cuáles son mezclas y cuales sustancias
puras. a.- Agua.
e.- Hielo y agua en equilibro
b.- Agua destilada
f.- Cristales de cloruro de sodio.
c.- Agua potable
g.- Leche
d.- Una barra de bronce
PROBLEMA 6 : A partir de las sustancias: agua, sal y alcohol, ejemplifique sistemas que
cumplan las condiciones indicadas.
a.- Sistema líquido homogéneo de dos componentes.
b.- Sistema de tres fases y un componente.
c.- Sistema gaseoso de dos componentes.
d.- Sistema de dos fases no gaseosas con dos componentes.
e.- Sistema de dos fases sólidas.
f.- Sistema de tres fases y tres componentes.
PROBLEMA 7 : a)Ejemplifique casos de alimentos de consumo directo que sean especies
químicas definidas. b)Lo mismo del punto anterior, para otros materiales de uso
cotidiano.
170 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
PROBLEMA 8 (RESUELTO): Discuta la clasificación de los siguientes sistemas en : aislado,
abierto o cerrado.
a.- Agua hirviendo en un vaso de precipitados.
b.- Agua hirviendo en un vaso Dewar.
c.- Agua en una olla de presión, al comienzo del calentamiento.
d.- Mercurio contenido en un termómetro clínico.
--Un sistema es abierto cuando puede intercambiar masa y energía con el entorno.
--Un sistema es cerrado cuando permite intercambiar energía con el entorno, pero no
masa.
--Un sistema es aislado, cuando no permite la transferencia ni de masa ni de energía con
el entorno.
a) Es un sistema abierto, pues el vaso de precipitados es un recipiente de vidrio abierto en
su parte superior, permitiendo tal abertura el paso de materia y energía, además sus
paredes permiten el paso del calor.
b) Imaginando al vaso Dewar (similar al “termo” de uso cotidiano) tapado y con sus
paredes como aislante perfecto: el sistema es aislado.
c) El sistema es cerrado en tales condiciones, pues inicialmente la válvula no permite la
salida de vapor, pero sus paredes si permiten el paso del calor.
d) El sistema es cerrado por diseño, no pudiendo ser aislado por su objetivo (Debe
intercambiar calor con el entorno para medir la temperatura en función de la dilatación
del líquido encerrado).
PROBLEMA 9 : Indique cuales de los siguientes gráficos representa la densidad de una
sustancia a una determinada temperatura en función de su masa, medida isobáricamente.
d
d
m
d
m
d
m
m
PROBLEMA 10 : En cada uno de los siguientes sistemas, determine el número de fases y el
número de componentes.
a.- Agua líquida en equilibrio con su vapor.
b.- Solución de cloruro de sodio en equilibrio con el vapor de la disolución.
c.- Solución saturada de cloruro de sodio en equilibrio con cristales de la sal y el vapor de
la disolución.
PROBLEMA 11 : Ejemplifique:
a.- Un sistema formado por dos componentes y tres fases.
b.- Un sistema formado por tres componentes y una fase.
c.- Un sistema formado por un componente y tres fases.
d.- Un sistema formado por tres componentes y tres fases.
PROBLEMA 12: Determine para cada una de las siguientes transformaciones, cuáles
representan entradas y cuales salidas de energía del sistema. Describa cada transformación:
a.- agua líquida a 20 ºC
agua a 60 º C
b.- agua líquida a 0 º C
hielo a 0 º C
c.- humedad ambiente
niebla
d.- O2 + N2 + CO2 en compartimentos separados
aire
e.- hierro fundido a su temperatura de fusión.
hierro a 40 º C
____________________________________________________________________________171
f.- sal gruesa + agua
g.- carbón + O2
combustión
salmuera ( en recipiente adiabático )
1) CO2 a igual temperatura inicial.
2) CO2 a la temperatura de combustión
PROBLEMA 13: Indique cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles no, dando
una explicación de cada respuesta.
a.- La materia es discontinua en la mayoría de los casos.
b.- Toda muestra de una sustancia definida, resulta múltiplo de una unidad configurativa
característica de la sustancia.
c.- Toda molécula de una sustancia dada se compone de iguales cantidades y calidades de
átomos.
d.- El átomo es la unidad de configuración de una sustancia.
e.- Toda reacción química definida viene representada por una relación característica
entre número de moléculas de sustancias reaccionantes.
PROBLEMA 14: I. Indique cuales son los enunciados verdaderos y cuales falsos. Justifique.
a.- Los átomos se agrupan en elementos químicos según el número de protones que
contengan sus núcleos.
b.- Todas las partículas subatómicas tienen igual carga eléctrica en valores absolutos.
c.- Las partículas subatómicas fundamentales se ordenan másicamente según el siguiente
esquema:
1. mN>mP>me
2. mP=mN=me
3. mP>mN>me
4. mP>me<mN (indicar cual/es es/son verdadero/s)
II. El número de electrones que contiene cada átomo de un elemento es:
a.- Mayor que el número de protones. d) No hay una regla de aplicación general.
b.- Menor que el número de protones.
c.- Igual al número de protones.
PROBLEMA 15 (RESUELTO): El átomo normal de un cierto elemento, cuenta con 15 e-;
a) Indicar su número atómico.
b) Ubicarlo en la tabla periódica y obtener de ésta su símbolo, número de protones y
cantidad de neutrones más probable.
c) Tomar de la misma fuente su masa atómica relativa y calcular su masa atómica
absoluta [en gramos]
d) Determinar el número másico de su isótopo más probable.
e) Indicar el número de electrones que posee en cada nivel ocupado y su configuración
electrónica simplificada.
f) Determinar de la tabla, a que grupo y período pertenece; indicando si se trata de un
metal, un no metal o un gas noble.
--Todo átomo cuenta con un núcleo, donde se sitúan los protones y los neutrones. Los
electrones se ubican en la periferia del átomo, en niveles energéticos definidos. Estos
niveles se escalonan, no resultando los valores intermedios posibilidades de presencia de
electrones. Por ello estas partículas pueden tomar o ceder solo cantidades discretas de
energía denominadas cuantos y corresponden a las diferencias energéticas entre niveles.
--Todos los átomos de un mismo elemento cuentan con igual número de protones en su
núcleo, a este número se denomina número atómico (Z) y es entonces característico del
elemento. En un átomo normal (neutro) el número de electrones coincide con el de
protones (la carga de un electrón [-] coincide en valor absoluto con la del protón[+]). El
número de neutrones puede diferir con el de protones (frecuentemente es mayor). La suma
172 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
de protones más neutrones en un átomo se denomina número másico (A), que al variar en
átomos del mismo elemento constituye los isótopos.
--Cada electrón se caracteriza en un átomo a través de cuatro números (“cuánticos”), no
pudiendo haber dos con todos ellos iguales (“principio de exclusión”).
--Los números cuánticos son: n: principal (define el nivel), l: azimutal (define el
subnivel), m: magnético y ms: spin. Los niveles se denominan con los números 1, 2, 3, 4,
.... y los subniveles con las letras s, p, d, f, ....(poseen además una denominación
numérica).
--La configuración electrónica “simplificada” consiste en dar el detalle de electrones que
posee el átomo de un elemento consignando nivel, subnivel y número de electrones como
supraíndice de este último (respetando el órden en que se van completando subniveles).
Ejemplificando: el átomo de Cl tiene Z = 17 ⇒ 17 e-, resultando su configuración
electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 . La mejor manera de determinar el orden de llenado por
subniveles, lo constituye la tabla periódica: las dos primeras columnas (grupos)
representan las zona de llenado de los sucesivos subniveles s , indicando el nivel la fila o
período a que corresponde. Las seis últimas columnas (grupos) corresponden al llenado
de los subniveles p, el nivel se obtiene del período al igual que para los s. Las 10 columnas
al medio de la tabla corresponden al llenado de los subniveles d comenzando por el 3d y
las series de 14 que habitualmente se adicionan al pie de la tabla, corresponden al llenado
de los orbitales f, comenzando por el 4f.
--La Tabla Periódica consiste en un ordenamiento natural de los elementos según números
atómicos crecientes. Como las propiedades de los elementos son función periódica de tales
números, se van agrupando a la vez en grupos de elementos análogos (en general dados
por las columnas). Estas analogías surgen precisamente de las similitudes de las
configuraciones electrónicas de los últimos niveles.
a) El número de protones coincidirá con el de electrones ⇒ Z = 15
b) El elemento es el fósforo, símbolo P. Posee 15 protones y el número más probable de
neutrones es 16 (dada la masa atómica ≅ 31, y que las masas de protones y de
neutrones se aproximan a la unidad).
c) La masa atómica relativa (de tabla periódica) es 30,97 (valor comparado con la 1/12
de la masa del 12C). La unidad de masa atómica relativa se relaciona con el gramo con
el número de Avogadro; 1 g ≡ 6,023 . 1023 unidades de masa at. ⇒ masa atómica
absoluta del P es: m = 30,97 ÷6,023.1023 = 5,142 . 10-23 g
d) 31 (por lo expresado en b)
e) Nivel 1: 2 e-; Nivel 2: 8 e- y Nivel 3: 5 e- .
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
f) Es un no metal perteneciente al período 3 y el grupo V (del nitrógeno)
PROBLEMA 16: Determine el número de protones, neutrones y electrones que contienen en su
estructura, cada uno de los siguientes átomos (o iones):
12
14
1
3
75
35 40
C
C
H
H
As
Cl
Ca+2
PROBLEMA 17: Para los siguientes elementos: oxígeno, cloro, silicio, potasio, bario, cobalto,
argón y mercurio; con el auxilio de la tabla periódica, precise:
a) número atómico
b) número másico de su isótopo más probable
c) número de protones, electrones y neutrones en su isótopo más probable
d) número de electrones en los niveles que tengan ocupados
e) a que grupo y período pertenece
____________________________________________________________________________173
f) si es metal, no metal o gas inerte
PROBLEMA 18: Desarrolle la configuración electrónica simplificada para los elementos: N,
Na, Ca, P y Ar.
PROBLEMA 19: Indique el número atómico y número másico para cada uno de los siguientes
átomos:
a) átomo de plomo que cuenta en su núcleo con 125 neutrones
b) átomo de calcio que posee igual cantidad de neutrones que electrones
c) átomo neutro que posee 56 electrones y el número de neutrones excede en 25 al
número de protones de su núcleo.
d) Átomo correspondiente al isótopo más probable del bismuto
PROBLEMA 20: Indique de cual se trata (consignando símbolo y número atómico):
a) elemento del 4º período que cuenta con un electrón en su último nivel
b) elemento perteneciente al grupo del N, que posee electrones en sus primeros cuatro
niveles
c) elemento del grupo de los halógenos, que posee igual número de niveles ocupados por
electrones, que el antimonio
d) elemento que posee 3 electrones en el subnivel 4p
e) metal alcalino cuyo isótopo más probable tiene número másico 133
PROBLEMA 21: En la tabla periódica se ordenan a los elementos estrictamente según:
a) números atómicos crecientes
b) masas atómicas crecientes
Analice cual o cuales de las aseveraciones es o son correctas. En caso de que alguna
fuera falsa, busque de la tabla dos ejemplos que lo demuestren (elementos consecutivos)
PROBLEMA 22: Observando los datos que su tabla periódica presenta; para dada una de las
siguientes ternas de elementos, dé una justificación a partir de sus configuraciones electrónicas,
para que integren igual grupo (propiedades análogas):
a) magnesio, bario, calcio
b) argón, xenón, neón
c) bromo, yodo, fluor
d) hierro, cobalto, níquel
PROBLEMA 23: Determine de que elemento se trata:
a) Metal monovalente cuyo óxido tiene una masa molecular de 131,7
b) Metal bivalente cuyo óxido tiene una masa molecular de 56
PROBLEMA 24: Cierto elemento que no reacciona con el oxígeno tiene en los núcleos de sus
átomos más protones que los del azufre y menos que el calcio. ¿Cuál es el símbolo del elemento,
cuál su número atómico y a qué grupo pertenece?
PROBLEMA 25: La densidad de los gases anhídrido carbónico (CO2), nitrógeno (N2) y oxígeno
(O2) a 0º C y una atmósfera son: 1,964 g/dm3, 1,251 g/dm3, 1,429 g dm3.
Si adoptamos como referencia 16,000 unidades de masa atómica para la masa relativa de
un átomo de oxígeno, sabiendo que la molécula de oxígeno es biatómica, ¿ Cuál será la masa
molecular relativa del N2 y de CO2 ?.
174 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
IV.4.3 Guía Tema II
PROBLEMA 1: Exprese las siguientes magnitudes en función de dimensiones fundamentales:
Fuerza, Masa, Longitud, Tiempo.
a.- Área.
b.- Volumen.
c.- Velocidad.
d.- Aceleración.
e.- Fuerza.
f.- Energía Cinética.
g.- Energía Potencial.
h.- Trabajo.
i.- Calor.
j.- Potencia.
k.- Densidad.
l. Peso específico.
ll. Presión.
PROBLEMA 2: Un sistema tiene como unidades fundamentales: gramo masa, metro y minuto.
Exprese las unidades de las siguientes magnitudes.
a.- Fuerza.
b.- Peso específico
c.- Presión.
d.- Trabajo.
e.- Densidad.
PROBLEMA 3 (RESUELTO PARCIALMENTE):
I. Indique a que magnitud física corresponden las siguientes cantidades.
a.- 12 kg.
b.- 200 cal.
c.- 30 kg
d.- 40 g de soluto.
e.- 2,5 utm
f.- 14 m3/h
g.- 18 N ejercidos sobre una superficie.
h.- 0,4 mol de soluto.
i.- 0,7 g/cm3
j.- 20 % p/p so/sn
k.- 350 cal/g º C
l.- 0,5 m3/h cm2ll.- 1/5 kg/m3
m.- 1,5 kg/m3
n.- 7/5 N/m2
ñ.- 1012 hPa.
II. De las magnitudes nombradas, determine cuáles expresan propiedades intensivas y
cuáles extensivas.
III. Forme pares entre las propiedades intensivas y sus correspondientes extensivas.
--Puede entenderse a una magnitud como el conjunto de cantidades comparables entre sí. Los
valores medidos de una propiedad intensiva (cantidades: donde al valor numérico acompaña
la indicación de la unidad utilizada) hacen a la correspondiente magnitud intensiva; y los
____________________________________________________________________________175
valores de una propiedad extensiva, a la correspondiente magnitud extensiva. Una magnitud
extensiva, se transforma en intensiva, refiriéndola a la unidad de otra propiedad extensiva
adecuada.
a) 12 kg: Pertenece a la magnitud masa (cantidad de materia de la muestra, o medida de
su inercia) (extensiva), y se corresponde con la expresada en m) l,5 kg/m3 que se
pertenece a la magnitud densidad (intensiva), que consiste en la cantidad de masa por
unidad de volumen.
b) 200 cal: Pertenece a la magnitud energía (calor) (extensiva), y se corresponde con la
expresada en k) 350 cal/gºC (calor específico) (intensiva), que expresa la cantidad de
calor por unidad de masa para incrementar la temperatura en una unidad de escala.
c) 30 kgfr: pertenece a la magnitud fuerza o peso (este último: fuerza con que la
atracción de la gravedad actúa sobre cierta masa) (extensiva), y se corresponde con la
expresada en ll) 1/5 kgfr/m3, que corresponde a la magnitud peso específico (peso de
la unidad de volumen de un material) (intensiva).
d) 40 g de soluto: representa la masa de uno de los componentes de una solución y por
ello constituye una propiedad extensiva, y se corresponde con j) 20% p/p so/sn que
pertenece a la magnitud concentración (intensiva), que expresa la cantidad de masa
de soluto contenida en 100 unidades de masa de solución.
PROBLEMA 4: A una atmósfera y 25º C, 50 cm3 de oro, tienen una masa de 965 g y una
densidad de 19,3 g/cm3. ¿Cuales serán la masa y la densidad de 100 cm3 del mismo material a
iguales presión y temperatura?
PROBLEMA 5: Se ha observado que una pelota de tenis viaja a una velocidad promedio de 95
millas por hora.
a.- Exprese la misma en metros por segundos.
b.- ¿Cuánto tiempo demora la pelota en recorrer la longitud de la cancha?
PROBLEMA 6: La presión atmosférica normal es la ejercida por una columna de 0,76 m de
mercurio a 0º C y 45º de latitud, a nivel del mar, donde la aceleración de la gravedad es de
9,80665 m/s2.
La densidad del mercurio a 0º C es 13,595 g/cm3. Calcule la presión en las
siguientes unidades.
a.- Kg/cm2
b.- hPa.
c.- Dinas/cm2
PROBLEMA 7: La velocidad promedio de una molécula de oxígeno a 0º C es 42.500 cm/s.
a.- Exprese la velocidad en m/s; m/min., Km/h.
b.- Calcule el tiempo, en minutos, que necesita dicha molécula para recorrer 1 Km,
admitiendo que no se produzcan colisiones en su trayectoria.
PROBLEMA 8: Un aumento de la temperatura, produce un aumento en la energía cinética de
las moléculas. Una molécula de oxígeno a 0º C, tiene una velocidad de 42.500 cm/s, y a 25 º C,
la velocidad promedio es de 44.200 cm/s. Calcule la aceleración correspondiente a ese
incremento de la temperatura en 5 minutos, expresándola en: m/min2; Km/h2 y m/s2.
PROBLEMA 9: Una molécula de oxígeno tiene una masa de 5,31 x 10-23 g. ¿Qué fuerza
producirá la aceleración del problema anterior?.
176 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
PROBLEMA 10: La densidad del oxígeno a 0º C y a 1 atm es de 1,429 g/lt., y la masa de una
molécula es de 5,31 x 10-23 g. Calcule la masa del gas y el número de moléculas en 1 m3 a 0º C y
1 atm.
PROBLEMA 11: El gas del problema anterior está contenido en un cubo de 100 cm. de arista, a
0º C y 1 atm. Calcular la fuerza ejercida por las moléculas sobre la superficie del recipiente y la
fuerza promedio que ejerce una molécula.
PROBLEMA 12: Se realizan varias experiencias, donde se hacen reaccionar cantidades
conocidas de carbono ( C ) y oxígeno ( O2 ), para obtener anhídrido carbónico ( CO2 ), con los
siguientes resultados:
Masa de reactivos
a) 72 g de C + 192 g de
b) 66 g de C + 200 g de
c) 60 g de C + 128 g de
d) 90 g de C + 270 g de
e) 100 g de C + 100 g de
O2
O2
O2
O2
O2
Masa de producto
264 g de CO2
242 g de CO2
176 g de CO2
330 g de CO2
132 g de CO2
Masa residual de reactivos
-------------24 g de O2
12 g de C
-------------64 g de C + 4 g de O2
A.- Indique qué reglas, relacionadas a las proporciones de masas para la reacción, podría
expresar con tales datos.
B.- Analizando los datos, se comprueba que se ha realizado un error al indicar una de las masas
de O2. ¿ Cuál es el caso ?. Justifique
C.- ¿ Cuántos gramos de O2 se combinarían con 102 gramos de C y cuántos gramos de CO2 se
obtendrían ?.
PROBLEMA 13: El magnesio ( Mg ) se combina con el oxígeno formando un óxido.
Experimentalmente se obtuvo la siguiente información.
Masa de Magnesio ( g )
3,04
4,86
12,15
60,31
Óxido de Magnesio ( g )
5,04
8,06
20,15
100
Del análisis de las masas citadas, ¿qué conclusiones puede obtener?
PROBLEMA 14: Se obtuvieron 282,1 g de óxido de magnesio por reacción de una determinada
masa de Mg con 120 g de O2. Determine:
a) Masa de Mg y Oxígeno en la masa de óxido obtenido.
b) Masa de oxígeno que no reaccionó.
PROBLEMA 15: A partir de 10 g de calcio se pueden obtener 14 g de óxido de calcio. El óxido
de calcio reacciona con agua obteniéndose hidróxido de calcio, de tal forma se obtuvieron 9,25 g
de hidróxido partiendo de 7 g de óxido de calcio. Calcule:
a) Porcentaje de calcio en el hidróxido de calcio
b) Masa de agua necesaria para hacer reaccionar de igual manera 28 Kg. de calcio.
PROBLEMA 16: El cloro gaseoso ( Cl2 ) reacciona con el oxígeno (O2) formando diversas
sustancias. Se consignan a continuación las masas de ambas que reaccionaron para formar
productos diferentes.
a) 40 g de Cl2 + 63,1 de O2
anhidrido perclórico
____________________________________________________________________________177
b) 40 g de Cl2 + 27,04 de O2
anhídrido cloroso
c) 40 g de Cl2 + 9,01 de O2
anhídrido hipocloroso
anhídrido clórico
d) 40 g de Cl2 + 45,07 de O2
I. Determine en cada caso la masa de producto obtenido.
II. Analice si existe alguna relación entre la masa de oxígeno que interviene en las distintas
reacciones, con relación a las masas de cloro en cada una de ellas.
III. Verifique si la regla enunciada (de existir alguna), es también aplicable a la siguiente serie
de datos:
248,5 g de Cl2 + 56 g de O2
anhídrido hipocloroso
anhídrido cloroso
35,5 g de Cl2 + 24 g de O2
710 g de Cl2 + 800 g de O2
anhídrido clórico
anhídrido perclórico
497 g de Cl2 + 784 g de O2
PROBLEMA 17: El hierro se combina con el oxígeno formando un óxido. Del análisis
cuantitativo de una muestra de óxido de hierro se obtuvo la siguiente información:
Oxido de hierro ( g )
Contenido de hierro ( g )
36
28
40
28
160
112
90
70
10
7
3,50
2,72
Del análisis numérico de la información anterior, ¿qué regularidades se pueden inferir?.
PROBLEMA 18: Mediante el análisis cualitativo y cuantitativo se obtuvo la siguiente
información.
Muestra
Azufre (g)
Oxígeno (g)
Sodio (g)
1
16
32
23
2
80
160
115
3
56
112
80,5
Analice si:
a) Si se trata de tres compuestos diferentes.
b) Son tres muestras de un mismo compuesto.
c) Son dos muestras de un compuesto determinado y la otra de un compuesto diferente.
d) ¿Es factible aplicar la ley de Proust a un compuesto ternario (tres elementos)?
PROBLEMA 19: a) Conocidas las masas atómicas de los siguientes elementos: Azufre, 32,06
uma; Oxígeno, 16 uma; Hidrógeno, 1,01 uma; Hierro, 55,85 uma. Calcule las masas moleculares
de las siguientes sustancias:
a.- Oxígeno: cuya molécula contiene 2 átomos de oxígeno.
b.- Ozono: cuya molécula contiene 3 átomos de oxígeno.
c.- Agua oxigenada: cuya molécula contiene 2 átomos de oxígeno y 2 átomos de
hidrógeno.
d.- Hidróxido férrico: cuya molécula contiene un átomo de hierro y 3 oxidrilos (cada
oxidrilo se compone de un átomo de oxígeno y un átomo de hidrógeno).
e.- Hidróxido ferroso: cuya molécula contiene un átomo de hierro y dos grupos oxidrilo.
f.- Ácido sulfúrico: cuya molécula contiene un átomo de azufre, 4 átomo de oxígeno y 2
átomos de hidrógeno.
g.- Sulfato férrico: cuya molécula contiene 2 átomos de hierro y 3 grupos sulfato (cada
sulfato se compone de un átomo de azufre y cuatro de oxígeno).
b) Determine el número de moléculas contenidas en:
178 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
a.- 720 uma de ozono.
b.- 629,09 uma de hidróxido ferroso.
c.- 3432,8 uma de ácido sulfúrico.
d.- Una cantidad de hidróxido ferroso que contiene 70 oxidrilos.
e.- Una cantidad de sulfato férrico que contiene 75 sulfatos.
PROBLEMA 20: Sabiendo que el número de Avogadro indica el número de uma contenido en
10-3 Kg.
a) Determine las masas atómicas (en gramos) de los elementos detallados en el punto
anterior.
b) Con el mismo criterio, determine las masas moleculares absolutas (en gramos) de las
sustancias indicadas en el punto anterior.
PROBLEMA 21: Calcule las masas moleculares absolutas y relativas de las siguientes
sustancias:
a) H2O
b) HNO3
c) Na(OH)
d) Pb(SO4)2
e)CH3-COO-CH3
PROBLEMA 22: Determine cuántos átomos de cada elemento hay en 200 gr. de una sustancia
cuya fórmula molecular es [Fe2(S2O3)3].
PROBLEMA 23: Determine las masas moleculares con una aproximación de hasta 0,01 uma
para: H2SO4; Cl2; S8; Ca3(PO3)2; Fe4(Fe(CN)6)3.
PROBLEMA 24 (RESUELTO): Dados 0,008 mol de NH3 calcular qué cantidad representa: a)
en gramos; b) en moles de N y H; c) en gramos de N y H; d) en moléculas de NH3; e) en átomos
de N y H.
--El mol constituye la unidad de cantidad de materia, en el que están contenidos tantos
entes fundamentales como los que hay en 0,012 kg del isótopo 12 del C; es decir 6,023 .
1023; y entonces se da su equivalencia con el número de partículas a través de ese
coeficiente (conocido como número de Avogadro), que en este caso toma las unidades de
partículas/mol. También tiene equivalencia con la masa, a través de la masa molar de la
sustancia considerada, que tendrá la unidad g/mol (para el caso de expresar la masa en
gramos). El número de Avogadro también representa la relación entre unidad de masa
atómica y gramos, tomando en este caso la unidad uma/g. Esta similitud de relación de
dimensiones: 6,023.1023 una/g y 6,023.1023 moléculas o átomos/mol; hace que la cifra
representativa de la masa de un mol [g] coincida con la cifra que en una representa la
masa (P.ej) de la molécula. Por caso: masa de1 molécula de agua = 18 uma y masa de un
mol de agua = 18 g (representando esta última cantidad 6,023.1023 veces la primera).
a) Masa molecular NH3: MAN + 3 MAH = 14 + 3 x 1 = 17 → Mmol = 17 g
masa = Nº moles x masa molar = 0,008 mol x 17 g/mol = 0,136 g
b) A partir de la fórmula del compuesto: c/mol de NH3 contiene 1 mol de átomos de N y 3 moles
de átomos de H:
moles N = moles NH3 = 0,008 mol ;
moles H = 3 x moles NH3 = 3 x 0,008 = 0,024 mol
c) masamol N = 14 g masamol H = 1 g
masa N = Nº moles x masa molar = 0,008 mol x 14 g/mol = 0,112 g
masa H = 0,024 mol x l g/mol = 0,024 g
d) moléculas NH3 = Nº moles x Avogadro = 0,008 moles x 6,023 . 1023 = 4,818.1021
moléculas.
e) de la fórmula: átomos N = moléculas NH3 = 4,818.1021 átomos
átomos H = 3 x moléculas NH3 = 1,4455.1022 átomos
____________________________________________________________________________179
PROBLEMA 25: Dadas las siguientes cantidades de nitrato de calcio Ca(NO3)2: a) 10-4 moles.
b) 1,6x10-3 gr. c) 0,8x1020 moléculas, d) 1,5x 1021 uma, e) cantidad de sustancias que contiene
1022 átomo de oxígeno.
a.- Ordénelos de mayor a menor en función del número de partículas.
b.- Ordénelos de mayor a menor en función de sus masas.
c.- Ordénelos según sus números de moles.
d.- Ordénelos como quiera e indique su criterio.
PROBLEMA 26: Determine cuántos moles representan:
a.- 4 gr. de H2O
b.- 3,01x1024 moléculas de hipoclorito de sodio
c.- 0,0253 gr. de CO2
d.- 6x10-4 Kg. de H2SO4
e.- Una cantidad de H2SO4 que contiene 0,2 moles de oxígeno atómico.
f.- 1,2x1015 moléculas de N2O3
g.- Cierta cantidad de N2O3 que contiene cuatro moles de O2
h.- 3x1025 uma de H2O
PROBLEMA 27: Calcular la masa que corresponde a cada caso, expresándola en gr. y kg.
a.- 1,2 mol de H2O
b.- 0,04 mol de CO2
c.- 20 moles de O3
d.- 1,2x10-4 moles de CH3-COO-CH3
e.- Un número igual al de dos veces el de Avogadro de moléculas de H2SO4
PROBLEMA 28: Compare cada par de cantidades y justificando, diga cuál representa mayor
cantidad de sustancia.
a.- 10 gr. de H2SO3
ó
0,1 mol de H2SO3
b.- 8x1023 moléculas de HNO2
ó
1,2 moles de HNO2
c.- 1,1x10-3 kg. de H2O
ó
10-2 moles de H2O
d.- 0,012 moles de CO2
ó
6,02x1020 moléculas de CO2
e.- 2,5 moles CaSO4
ó
390,35 gr. de CaSO4
PROBLEMA 29: ¿Qué masa en gramos representan 300.000 moléculas de Cl2O5?
PROBLEMA 30: El ácido sulfúrico (H2SO4) y el hidróxido de aluminio Al(OH)3 reaccionan en
una relación de 3 moles a 2 moles. Indique en cada caso si las cantidades señaladas guardan las
proporciones estequiométricas (en caso contrario especifique cuáles están en exceso):
a.- 6,023 x 1023 moléculas de H2SO4 + 3,0115 x 1023 moléculas de Al(OH)3
b.- 20 gr. de H2SO4 + 15 gr. de Al(OH)3
c.- 1,5 gr. de H2SO4 + 78,01 gr. de Al(OH)3
PROBLEMA 31 (RESUELTO PARCIALMENTE): Dadas las fórmulas de los siguientes
compuestos, determine las respectivas composiciones centesimales.
a.- Cloruro de potasio, KCl
b.- Ácido fosfórico, H3PO4
c.- Ácido acético, CH3-COOH
--La composición centesimal (en forma más completa: composición centesimal másica
elemental) expresa en que proporciones másicas intervienen los elementos en un dado
compuesto; en cambio la fórmula expresa en que proporciones de número de átomos
están presentes los elementos en la molécula o unidad de fórmula del compuesto.
180 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
Entonces, para cada elemento el
atómica, es la masa atómica.
c) CH3-COOH → mC = 2 x MAC
mO = 2 x MAO
mH = 4 x MAH
masa molecular
→
coeficiente que transforma la proporción másica en
= 2 x 12 = 24
= 2 x 16 = 32
= 4 x 1 = 4
60
% C = mC/m.molec. x 100 = 24/ 60 x 100 = 40 %
% O = mO/m.molec. x 100 = 32/60 x 100 = 53,33 %
% H = mH/m.molec. x 100 = 4/60 x 100 = 6,67 %
PPROBLEMA 32: Una muestra impura de mineral de sulfuro contiene 42,34 % de zinc.
Calcule el porcentaje de ZnS puro en la muestra.
PROBLEMA 33: Un hidrocarburo de masa molecular 42, tiene la siguiente composición
centesimal: 85,63 % de C y el resto corresponde a H. Calcular:
a.- La fórmula mínima.
b.- La fórmula molecular del hidrocarburo.
PROBLEMA 34: Deduzca la fórmula de los compuestos cuyas relaciones de masa se
consignan:
a.- mC / mO = 0,75
d.- mo / mMn = 0,571
b.- mcl / mSn = 1,195
e.- mPb / ms = 6,463
c.- mFe / mo / mH = 27,65 / 15,84 / 1
f.- mH / ms / mo = 0,032 / 0,501 / 1
PROBLEMA 35: Dé las fórmulas de los siguientes compuestos ternarios:
a.- mMn / mo / mH = 27,27 / 15,88 / 1
e.- mcr / mo / mH = 25,80 / 15,88 / 1
b.- mMn / mo / mH = 13,64 / 15,88 / 1
f.- mcr / mo / mH = 17,15 / 15,88 / 1
c.- mMn / mo / mH = 27,27 / 31,76 / 1
g.- mcr / mo / mH = 25,80 / 31,76 / 1
d.- mMn / mo / mH = 54,51 / 63,49 / 1
PROBLEMA 36 (RESUELTO): Una solución 40% m/m so/sn de H2SO4 en agua, tiene una
densidad de 1,3 g/ml a 25ºC.
Determinar:
a) % m/v so/sn
b) % m/m so sv
c) % m/v so sv
d) Molaridad
e) Molalidad
f) Fracción molar de H2SO4
--Una solución consiste en un sistema homogéneo con dos o más componentes.
Frecuentemente al que esté presente en mayor proporción se denomina solvente y al de
menor proporción: soluto.
--La forma de agregación de los componentes al formar la solución es particular para
cada caso, en consecuencia lo será también su densidad, que no puede obtenerse por
cálculo directo a partir de las densidades de sus componentes. En consecuencia, para un
par (o más) de componentes, en la proporción considerada, la densidad es un dato
experimental que habitualmente se obtiene de tablas. Además la densidad depende de la
temperatura.
____________________________________________________________________________181
--Las proporciones en que los componentes integran una solución se expresa a través de la
magnitud concentración.
La concentración indica las cantidad de un componente, en relación con el total de
solución, o la cantidad de solvente. Esta relación, según la unidad de concentración
utilizada, se puede expresar entre diversas magnitudes y unidades. Por ejemplo:
% m/m so/sn: relaciona un componente (so) con el total (sn), a través de la magnitud masa
para ambos. Habitualmente la masa se expresa en gramos, lo que en este caso es poco
significativo, pues resulta adimensional su cociente.
M (molaridad): indica cuantos moles de soluto (en unidad mol) están presentes por cada
unidad de volumen de solución (en litros)
Mol: unidad de cantidad de materia que contiene tantos entes fundamentales (átomos,
moléculas, iones, e-,...), como los que hay en 0,012 kg de 12C.
a) 40 % m/m so/sn ⇒ 40 g H2SO4 x c/100 g de Sn ⇒ 100 – 40 = 60 g de H2O
Planteando la relación: so % = 40 g so ⇒
100 g sv
60 g sv
% m/m so/sv = 40 g so x 100 = 66,67%
60 g sv
b) de d = m/v ⇒ v = m/d , y para los 100 g sn: v = 100 g = 76,92 ml
1,3 g/ml
de
% so = 40 g ⇒
100 ml sn 76,92 ml
c) dagua= 1 g/ml ⇒
de
% m/v so/sn =
40 g so x 100 = 52 %
76,92 ml sn
v = m/d ⇒ vsv = 60 g = 60 ml
1 g/ml
% so = 40 g so ⇒ % m/v so/sv = 40 g so x 100 = 66,67%
100 ml sv
60 ml sv
60 ml sv
d) Molaridad: M = nso [mol] ⇒
vsn [ l ]
MM.so = (2 MAH + 1 MAS + 4 MAO)
=(2.1 + 1.32 + 4.16) = 98 g/mol
nso = masa soluto = 40 g = 0,408 mol
M.molar so
98 g/mol
Vsn = 76,92 ml (del punto b) = 76,92ml x 10-3 l/ml = 0,0769 l sn.
⇒ M = 0,408 mol = 5,3 molar
0,0769 l
e) Molalidad: m = nso [ mol ]
masasv [kg]
masasv = 60 g x 10-3 kg/g = 0,06 kg
m = 0,408 mol = 6,8 molal
0,06 kg
e) xso = ___nso___ ⇒
nso + nsv
nso = o,408 mol ; nsv = 60g/18g/mol = 3,33
182 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
xso =
0,408
= 0,109
0,408 + 3,333
PROBLEMA 37: Determinar la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:
4 litros de solución que contienen 0,24 moles de soluto
a) 2,5 l de solución, conteniendo 0,8 moles de Na(OH)
b) 10 l de solución, conteniendo 10 g de Na(OH)
c) 16 l de solución, conteniendo 196 g de H2SO4
PROBLEMA 38: Calcular:
a) Cuantos moles de soluto se necesitan para preparar 12 l de solución 4 M
b) Cuantos litros de solución 0,5 M se pueden preparar con 2,5 moles de soluto
c) Cuantos litros de solución 0,2 M se pueden preparar con 0,8 moles de Ca(OH)2
d) Cuantos moles de Ca(OH)2 se requieren para preparar l,5 l de solución 0,2 M
e) Cuantos gramos de Ca(OH)2 se necesitan para 15 l de solución 0,2 M
f) Cuantos gramos de H2SO4 se necesitan para 0,5 l de solución 1,2 M
PROBLEMA 39:
a) Determinar las fracciones molares de Na(OH) y H2O en una solución que contiene 20
g del primero y 45 g del segundo componente.
b) Si a la misma solución del punto anterior se le agregan 10 g de KCl, calcular para esta
situación las fracciones molares de los tres componentes.
PROBLEMA 40: Una aleación de hierro y cobalto contiene el 60% en peso de Fe y el resto de
Co. Determinar las fracciones molares de los dos metales.
PROBLEMA 41: La molalidad de una solución de NaCl en agua es m = 1,5.
a) Si la masa total de agua es 1800 g, calcular la masa de NaCl que contiene.
b) Determinar las fracciones molares de ambos componentes en la misma solución.
PROBLEMA 42: Calcular cuantos gramos de H2SO4 se necesitan agregar a 20 l de agua, para
obtener una solución 1,2 molal.
PROBLEMA 43: Se prepara una solución con 20 g de un soluto A en 60 g de agua. La
densidad de la solución resulta de 1,2 g/ml. Determinar:
a) % m/m so/sn
b) % m/m so/sv
c) % m/v so/sv
d) % m/v so/sn
____________________________________________________________________________183
IV.4.3 Guía Tema III
PROBLEMA 1: Consigne el tipo de sustancia que obtendría de la reacción entre:
a.- Metal + Oxígeno
_ ______________________
b.- Sodio + Oxígeno
_ ______________________
c.- No metal + Oxígeno
_______________________
d.- Carbono + Oxígeno
_______________________
e.- Metal + Hidrógeno
_______________________
f.- No metal + Hidrógeno
_______________________
g.- Óxido ácido + agua
_______________________
h.- Sodio + Hidrógeno
______________________
i.- Trióxido de dinitrógeno + agua
______________________
j.- Óxido básico + agua
______________________
k.- Óxido de sodio + agua
______________________
l.- Anhídrido + agua
______________________
m.- Pentóxido de dinitrógeno + agua
______________________
n.- Hidrácido + hidróxido
______________________
o.- Cloruro de Hidrógeno + Hidróxido Ferroso
________________
p.- Oxácido + Base
______________________
q.- Ácido clórico + Hidróxido férrico.
______________________
PROBLEMA 2 (RESUELTO):
I) Consigne las fórmulas de los siguientes compuestos, desarrollando reacciones de formación a
partir de substancias más sencillas:
a) Anhídrido nítrico
b) Óxido férrico
c) Hidróxido de aluminio
d) Ácido sulfúrico
e) Ácido sulfídrico
f) Carbonato de calcio
g) Nitrato niquélico
h) Cloruro plúmbico
II) Exprese los nombres de los siguientes compuestos:
a) Cl2O5
b) Cu2O
c) Fe(OH)3
e) Al(NO3)3
f) CaBr2
g) Na2HPO4
d) HClO4
h) NaH2PO4
Respuestas: I):
a) N2O5 (también: pentóxido de dinitrógeno)
2 N2 + 5 O2 ⇔ 2 N2O5
b) Fe2O3 [también: óxido de hierro (III)]
4 Fe + 3 O2 ⇔ 2 Fe2O3
c) Al(OH)3 (también: trihidróxido de aluminio)
Al2O3 + 3 H2O ⇔ 2 Al(OH)3
d) H2SO4 (también: tetraoxo sulfato de dihidrógeno)
SO3 + H2O ⇔ H2SO4
e) H2S (también: sulfuro de hidrógeno)
S + H2 ⇔ SH2
f) CaCO3
Ca(OH)2 + H2CO3 ⇔ CaCO3 + 2 H2O
g) Ni(NO3)3 [también: nitrato de níquel (III)]
Ni(OH)3 + 3 HNO3 ⇔ Ni(NO3)3 + 3 H2O
184 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
h) Pb(OH)4 [también: cloruro de plomo (IV)]
Pb(OH)4 + 4 HCl ⇔ PbCl4 + 4 H2O
ó Pb + 4 HCl ⇔ PbCl4 + 2 H2O
II)
a) Pentóxido de dicloro ó anhídrido clórico u óxido de cloro (V)
b) Monóxido de dicobre u óxido de cobre (I)
c) Hidróxido férrico ó hidróxido de hierro (III)
d) Ácido perclórico ó tetraoxoclorato de hidrógeno
e) Nitrato de aluminio
f) Bromuro de calcio
g) Hidrógeno fosfato de sodio ó ortofosfato ácido de sodio
h) Dihidrógeno fosfato de sodio u ortofosfato diácido de sodio
(Nota: pueden haber otras formas de nombrar a estos compuestos, que no se consignan)
PROBLEMA 3 Teniendo en cuenta la reacción: ácido + hidróxido
sal + agua, complete las
siguientes ecuaciones, escribiendo el nombre del compuesto faltante:
a.- Ácido Clorhídrico + ……………………
cloruro de sodio + agua
b.- Ácido bromhídrico + hidróxido férrico
………………. + agua
c.- Ácido sulfúrico + hidróxido de calcio
…………….... + agua
d.- Ácido hipocloroso + hidróxido de calcio
…………… + agua
e.- …………………… + hidróxido férrico
sulfito férrico + agua
f.- …………………… + hidróxido de potasio
perclorato de potasio + agua
g.- Ácido sulfuroso + ………………………..
sulfito cúprico + agua
PROBLEMA 4 Dados los elementos: Boro, Magnesio, Hierro, Carbono, Cobre, Plomo, Azufre,
Cloro y Fósforo.:
a.- Indique sus símbolos y sus valencias. Clasifíquelos en metales y no metales.
b.- Desarrolle las fórmulas de todos los óxidos posibles para tales elementos y escriba los
correspondientes nombres.
PROBLEMA 5: Escriba las fórmulas de los siguientes óxidos:
a.- Óxido ferroso
b.- Monóxido de hierro.
c.- Trióxido de dinitrógeno.
d.- Óxido plúmbico.
e.- Anhídrido perclórico.
f.- Pentóxido de diyodo.
g.- Óxido cobáltico.
h.- Óxido mercúrico.
i.- Anhídrido sulfuroso.
j.- Anhídrido nítrico.
k.- Óxido nítrico.
PROBLEMA 6:Dé el nombre de los siguientes compuestos binarios:
a.- HCl
g.- Li2O
b.- NiO
h.- SO3
c.- N2O3
i.- P2O3
d.- Cl2O5
j.- H2CO3
e.- CO2
k.- Sn2O3
f.- LiH
l.- SH2
____________________________________________________________________________185
PROBLEMA 7: Formule los hidróxidos de los siguientes elementos:
a) K
b) Ca
c) Al
d) Cu
e) Ni
f) Cr
g) Pb
PROBLEMA 8: Indique de que ácidos provienen las siguientes sales:
a.- Cloruro de sodio
b.- Sulfato de potasio
c.- Nitrito de bario
e.- Hipoclorito de sodio
PROBLEMA 9: Complete las siguientes expresiones.
a.- N2O5 + H2O
b.- CO2 + H2O
c.- Cl2O5 + H2O
d.- P2O5 + H2O
e.- ……. + ……….
HNO3
PROBLEMA 10: Dados los siguientes compuestos, escriba las fórmulas correspondientes y su
sinónimo.
a.- Amoníaco
e.- Fosfamina
b.- Anhídrido clórico
f.- Óxido de Cobre
c.- Anhídrido nítrico
g.- Pentóxido de difósforo
d.- Trióxido de azufre
h.- Hidróxido cúprico
PROBLEMA 11: Escriba el nombre de los siguientes compuestos:
a.- HClO
b.- HClO2
c.- HClO3
d.- HClO4
e.- HPO2
f.- H3PO3
g.- H4P2O5
h.- Sn(OH)2
i.- Sn(OH)4
j.- Na2 SO4
k.- NaHSO4
l.- NaKSO4
m.- Na2HPO4
n.- NaH2PO4
PROBLEMA 12: Escriba las ecuaciones del problema 2 por medio de las fórmulas de los
compuestos correspondientes.
PROBLEMA 13: De las sales cuyas fórmulas se consignan a continuación:
I. Descompóngalas en los ácidos e hidróxidos de los cuales provienen (hidrólisis)
II. Dé el nombre de esos ácidos e hidróxidos.
III. A partir de los nombres obtenidos en el punto II, deduzca el nombre de la sal.
a.- KNO3
b.- CaBr2
c.- FeCl3
d.- K2CO3
e.- SnCl4
f.- PbSO4
h.- NH4Cl
i.- NaHSO3
g.-PbS2
PROBLEMA 14: Dados los siguientes compuestos por sus fórmulas, esprese sus nombres:
a.- CuNO3
b.- KNO2
c.- NaIO3
d.- Sn(SO4)2
e.- K2Cr2O7
f.- Al2(SO4)3
PROBLEMA 15: Dé directamente los nombres de las siguientes sales:
a.- KClO3
b.- PbSO4
c.- Pb(SO3)2
d.- NH4NO2
e.- Ca3(PO4)2
PROBLEMA 16: Exprese mediante fórmulas los siguientes compuestos:
a.- Hidrógeno sulfato (IV) de sodio.
b.- Dihidrógeno fosfato (V) de potasio.
c.- Hidrógeno carbonato de cobre (I).
186 __________________________________________________________________________
SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
d.- Nitrato (III) de hidrógeno.
e.- Nitrato (V) de manganeso(II).
f.- Fosfato (V) de cobalto (III).
g.- Yodato (III) de zinc.
h.- Sulfato (IV) de plomo (IV).
i.- Hidrógeno sulfuro de antimonio (III).
PROBLEMA 17: Nombre los siguientes compuestos:
a.- H3PO3
b.- H2SiO3
c.- HPO2
d.- H6Si2O7
e.- H4P2O7
f.- H4SiO4
PROBLEMA 18: Nombre los siguientes compuestos:
a.- NH4NO3
d.- FeSO4
b.- Mg(ClO)2
e.- Ba(PO3)2
c.- Cr(SH)3
f.- HCLO3
PROBLEMA 19: Exprese simbólicamente:
a.- Óxido de paladio (II)
b.- Óxido de uranio (VI)
c.- Óxido de azufre (VI)
d.- Óxido de mercurio (I)
e.- Óxido de nitrógeno (III)
f.- Óxido de carbono (IV)
PROBLEMA 20: Cite los nombres de los siguientes compuestos:
e.- Cu2O
i.- ZnO
a.- Co2O3
b.- PbO2
f.- MoO3
j.- FeBr3
c.- BaCl2
g.- TiCl4
k.- BiCl3
d.- NiS
h.- MnS
l.- Ag2S
PROBLEMA 21: Plantee las fórmulas y dé los nombres para todas las sales teóricamente
posibles de obtener a partir de los siguientes ácidos y bases:
a.- HCl
Ácido clororoso
Sn(OH)2
Ácido perclórico
Sn(OH)4
b.- Ácido sulfúrico
H2SO3
Ácido sulfhídrico
Hidróxido ferroso
Hidróxido férrico
PROBLEMA 22: Balancee las siguientes reacciones químicas:
CaO
a.- Ca + O2
Al2O3
b.- Al + O2
c.- K + O2
K2O
d.- N2 + O2
N2 O5
e.- HCl + Al
AlCl3 + H2
f.- FeS + O2
Fe2O3 + SO2
g.- H2SO4 + Al(OH)3
Al2(SO4)3 + H2O
h.- I2 + HNO3
HIO3 + NO2 + H2O
CO2 + H2O
i.- C3H8 + O2
j.- CoCl2 + K(OH) + KCl3
Co2O3 + KCl + H2O
____________________________________________________________________________187
PROBLEMA 23: Determine los coeficientes estequiométricos para las siguientes reacciones:
a.- C10H2O + O2
CO2 + H2O
b.- Ácido pirofosfórico + hidróxido de aluminio
pirofosfato biácido de
aluminio + agua
PROBLEMA 24: Plantee las ecuaciones respectivas de las reacciones que se indican,
balanceándolas por el método algebraico.
a.- Anhídrido bórico + magnesio
óxido de magnesio + boro
b.- Óxido de aluminio + carbono + cloro
cloruro de aluminio + monóxido de
carbono
c.- Óxido de aluminio + ácido sulfhídrico
sulfuro de aluminio + agua
d.- Óxido plumboso + sulfuro plumboso
anhídrido sulfuroso + plomo
agua + óxido nítrico (N2O5)
e.- Amoníaco + oxígeno ( O2 )
f.- sulfuro arsenioso + oxígeno
anhídrido sulfuroso + trióxido de diarsénico
g.- Ortofosfato de calcio + anhídrido silísico + carbono
metasilicato de calcio
+
monóxido de carbono + fósforo (P2)
PROBLEMA 25 (RESUELTO): Balancear la siguiente reacción por un método redox:
CH4 + CuO ⇔ CO2 + H2O + Cu
--Reacciones de óxido – reducción (redox): cuando en una reacción, un átomo pierde
electrones (en forma total o parcial, como en este caso se da en una covalencia polar), se
dice que se oxida; en cambio, cuando gana electrones, se dice que se reduce. En la
reacción total, las ganancias y las pérdidas de electrones naturalmente se compensan: el
total de electrones ganados por los átomos que se reducen, queda exactamente
compensado por los electrones perdidos por los átomos que se oxidan. Balancear una
reacción redox, no es otra cosa que cuidar que tal condición se cumpla, determinando
cuantas veces debe darse la reacción de oxidación y cuantas la de reducción, para
compensarse.
Balance por el método del número de oxidación:
--Existen reglas básicas sobre las cuales se realiza el análisis:
1) --El número de oxidación de un átomo, es la carga que posee cuando participa de un enlace
iónico (transferencia neta de e-) o la que resulta Cuando se asignan los electrones de un
enlace covalente al átomo más electronegativo (carga que poseería si el enlace fuera iónico,
cuando lo que hay es un desplazamiento de la nube electrónica).
2) El número de oxidación de los metales alcalinos en los compuestos es +1.
3) El número de oxidación de los metales alcalino-térreos en los compuestos es +2.
4) El número de oxidación de los halógenos cuando forman haluros (compuestos no
oxigenados) es –1.
5) El número de oxidación del azufre en sulfuros es –2.
6) En general el número de oxidación en compuestos del hidrógeno es +1 (excepto hidruros).
7) En general el número de oxidación en compuestos del oxígeno es –2 (excepto peróxidos
donde es –1).
8) El número de oxidación de un átomo en una sustancia simple es 0.
9) La suma de los números de oxidación de los átomos que integran una molécula, unidad de
fórmula o ion, es igual a la carga.
--Para balancear una reacción por el método del número de oxidación, se determinan los
coeficientes de la especie que se oxida (reductor) y de la que se reduce (oxidante), para que la
variación total de los números de oxidación se iguale a 0.
-4/ +1
+2/ -2
+4/ -2
+1/-2
0 (tomados de las reglas)
x CH4 + y CuO ⇔ CO2 + H2O + Cu
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Oxidación: C: -4 → +4
Reducción: Cu: +2 → 0
⇒ variación Nº oxidación = +8
⇒ variación Nº oxidación = -2
Entonces: 8x + (-2)y = 0 ⇒ 8x = 2y
El par de menores números naturales que satisface es: x = l e y = 4 ⇒
CH4 + 4 CuO ⇔ CO2 + 2 H2O + 4 Cu
(completándose los coeficientes faltantes a partir de los calculados)
Balance por el método del ión electrón:
--El método del ión se basa en el funcionamiento de una pila electroquímica. La pila se
compone de una solución acuosa de electrolito (sustancia que al disolverse en agua se
disocia en iones conductores de la electricidad), y dos terminales eléctricos (electrodos)
sumergidos en la solución, unidos entre sí por medio de un conductor metálico. En uno de
los electrodos y su entorno se encuentran las especies necesarias para que ocurra la
oxidación (entrega de e- al electrodo), y en el otro, la reducción (toma de e- del electrodo).
La corriente por la línea externa la transportan los electrones. Este esquema habilita el
análisis de las reacciones de oxidación separadamente (una en cada electrodo), la
participación de los e- en las reacciones, como asimismo del agua y las especies en que se
disocia: H+ y OH-.
--Para balancear una ecuación por este método: a) se separan las dos semirreacciones
(oxidación y reducción). b) Se balancean con las especies presentes, todos los elementos
diferentes de H y O. c) Se balancean O con H2O. d) Se balancean H con H+. d) Se
balancean cargas con e- en ambas semirreacciones. e) Se determina cuantas veces deben
ocurrir las reacciones de oxidación y de reducción, para que las pérdidas y ganancias de
electrones se compensen exactamente.
Para el caso las semirreacciones son:
CH4
CH4 + 2 H2O
CH4 + 2 H2O
CH4 + 2 H2O
4 x [CuO + 2 H+ + 2 eCH4 + 4CuO
⇔
⇓
⇔
⇓
⇔
⇓
⇔
⇔
CO2
CO2
CO2 + 8 H+
CO2 + 8 H+ + 8 e- (oxidación: pérdida e-),
Cu + H2O] (reducción, obtenida de forma similar)
⇔ CO2 + 4 Cu + 2 H2O
(obtenida de sumar las semirreacciones y cancalar especies que aparecieran en ambos miembros)
PROBLEMA 26: Determinar el número de oxidación de cada elemento en las siguientes
substancias:
CaO
Cl2O3
N2
CoCl3
O3
Al2S3
CO2
HNO3
Na2SO4
Fe2(SO3)3
Na(OH)
HCl
Mn(OH)2
PROBLEMA 27: Balancear las siguientes expresiones por un método redox:
a)
Fe + Cu+2 ===== Fe+3 + Cu+
b)
Al + HgO ===== Al2O3 + Hg2O
c)
C + Fe2O3 ===== CO2 + Fe
d)
N2O3 + Ca ===== NO + CaO
e)
CO + H2O + PbO2 ===== H2CO3 + PbO
____________________________________________________________________________189
PROBLEMA 28 (RESUELTO):
a)
Balancear la expresión siguiente por el método algebraico:
CO + H2O + Al2O3 ⇔ H2CO3 + Al
b) Calcular en que relación de moles se producen H2CO3 y Al.
c) Si reaccionan 153 g de Al2O3, calcular cuantos moles de H2CO3 se obtendrán.
d) Para la misma cantidad de óxido, ¿cuántos gramos de Al se producirán?
e) Determinar que volumen de CO (gaseoso) ha intervenido en la reacción, para la
cantidad indicada de Al2O3.
f) Si se inicia la reacción con 50 g de CO y 50 g de Al2O3, indicar cual de ambos está
en exceso y cual sería el residuo que en consecuencia se produciría, si la reacción
evolucionara hasta que se consumiera totalmente el reactivo limitante.
--Como ampliación de la Ley de conservación de la masa (Lavoisier),
puede decirse que: los átomos no se crean ni se destruyen durante ninguna reacción
química. Por ello, una ecuación química debe tener iguales cantidades de átomos de cada
elemento a izquierda (habitualmente reactivos) y a derecha (habitualmente productos)
Ello hace que a través del número de átomos igualado para cada elemento entre
reactivos y productos, se tenga una ecuación a cumplir.
Los números que se anteponen a cada fórmula de sustancia se denominan coeficientes
estequiométricos; y el número de átomos de cada elemento que tal sustancia aporta, se
obtiene multiplicando su coeficiente por el subíndice propio del elemento (indica número
de átomos de éste por unidad de fórmula)
--“Balancear una ecuación” consiste entonces en encontrar los valores de los coeficientes
que satisfacen todas las ecuaciones planteadas de la forma indicada.
-- Manteniendo las proporciones que los coeficientes estequiométricos establecen, se
tienen las relaciones entre moles para reactivos y productos (equivale a multiplicar todos
los coeficientes por el número de Avogadro). Ej.: si 2 moléculas de H2 se combinan con
una de O2, para dar 2 moléculas de agua: 2 moles de H2 se combinarán con uno de O2,
para dar 2 moles de agua.
--Si se multiplican los moles por sus masas molares en cada caso, se obtendrán
naturalmente las relaciones en masas, también para reactivos y productos. Además
pueden obtenerse relaciones en volumen, cuando se trata de gases, en los que para
comportamiento ideal (gases suficientemente expandidos), el volumen por cada mol es de
22,414 l en CNTP (esto significa: T = 273ªK y P = 1 atm).
de la expresión:
a CO + b H2O + c Al2O3 ⇔ d H2CO3 + Al , deben
calcularse: a, b, c, d y e, para ello se plantea una ecuación por elemento:
C: a = d
dando a d el valor 1 resultan: d = 1, a = l
O: a + b + 3c = 3d ; utilizando la de H: 1 + 1 + 3c = 3: 3c = 1; y c = 1/3
H: 2b = 2d
b=1
Al: 2c = e
2(1/3) = e:
e = 2/3
Es posible multiplicar todos los coeficientes por un mismo número, pues de tal manera se
mantienen las proporciones. Lo hacemos por 3, para eliminar las fracciones, resultando:
a = 3, b = 3, c = 1, d = 3 y e = 2
A la ecuación que así queda planteada se acompaña de las proporciones en moles, masas y
volúmenes:
3 CO(g) + 3 H2O + Al2O3 ⇔ 3 H2CO3 + 2 Al
3 mol
3 mol
1 mol
3 mol
2 mol
84 g
54 g
102 g
186 g
54 g
3x22,4 = 67,2 l
a)
b) De la relación al pie de la ecuación: 3 moles de H2CO3 por c/2 moles de Al
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SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
c) La relación es: moles H2CO3 = 3 mol
masa Al2O3
102 g
⇒
mol H2CO3 = 3 mol x 153 g / 102 g = 4,5 mol
d)
e)
masa Al =
masa Al2O3
volumen CO
masa Al2O3
54 g
102 g
= 67,2 l
102 g
⇒ masa Al = 54 g x 153 g / 102 g = 81 g
⇒
volumen CO = 153 g x 67,2 l / 102 g = 100,8 l (litros)
f)
masa experimental CO = 50 g = masa experimental Al2O3
estequiométricamente: masa Al2O3 = 102 g ⇒
masa CO
84 g
exceso de CO (mayor relación que estequiometría)
masa CO reaccionante = 84 g x 50 g / 102 g = 41,2 g
⇒ residuo CO = inicial – reaccionante = 50 – 41,2 = 8,8 g
Reactivo que se encuentra en exceso es aquel presente en una cantidad que supera la proporción estequiométrica y el
que se encuentra en defecto es aquel cuya cantidad es menor a la que correspondería a tal proporción. A este último
se denomina limitante.
PROBLEMA 29: El hierro reacciona con ácido clorhídrico, formando cloruro férrico y
desprendiendo hidrógeno. Calcular las masas de hierro y ácido clorhídrico necesarias
estequeométricamente, que permitan la obtención de 8 gramos de hidrógeno.
PROBLEMA 30: El dióxido de manganeso y el ácido clorhídrico reaccionan para dar cloruro
manganoso, cloro y agua.
Calcular las masas de dióxidos de manganeso y ácido clorhídrico necesarias
estequiométricamente para obtener 1420 gramos de cloro.
PROBLEMA 31: Se hacen reaccionar 468 gramos de hidróxido de aluminio con 300 gramos de
ácido sulfúrico. Calcular la masa de sulfato de aluminio producida.
PROBLEMA 32: El ácido sulfúrico (H2SO4) y el hidróxido de aluminio Al(OH)3 reaccionan en
una relación de 3 moles a 2 moles. Indique en cada caso si las cantidades señaladas guardan las
proporciones estequiométricas (en caso contrario especifique cuáles están en exceso):
a.- 6,023 x 1023 moléculas de H2SO4 + 3,0115 x 1023 moléculas de Al(OH)3
b.- 20 gr. de H2SO4 + 15 gr. de Al(OH)3
c.- 1,5 gr. de H2SO4 + 78,01 gr. de Al(OH)3
PROBLEMA 33: En la obtención del fósforo, el anhídrido fosfórico es reducido por el carbón
de acuerdo a la siguiente expresión no balanceada:
P2O5 + C
CO + P
¿ Cuantos moles de carbono serán necesarios para la obtención de 2,480 Kg. de fósforo.?
PROBLEMA 34: 2260,5 gramos de óxido estáñico reaccionan exactamente con 30 moles de
carbono ( C ) para dar 0,84 Kg. de monóxido de carbono más cierta cantidad de una segunda
sustancia. Determine cuál es esa sustancia y la cantidad que se produce de ella.
____________________________________________________________________________191
PROBLEMA 35: En la reacción de cierta cantidad de hidrógeno con nitrógeno se obtuvo 6,8
gramos de amoníaco.
a.- ¿Cuántos moles de hidrógeno reaccionaron?.
b.- ¿Qué volumen, medido en CNPT, de nitrógeno fue consumido?.
PROBLMA 36: Para la síntesis de óxido de sodio, se cuenta con 8,12 moles de sodio. Si la
reacción prosigue hasta agotarse totalmente este reactivo, ¿qué cantidad de oxígeno se habrá
consumido?. Exprésela en:
a.- moles
b.- número de moléculas c.- gramos
d.- litros medidos en CNPT
PROBLEMA 37: De una muestra de 5 gramos que contiene aluminio, se obtuvieron 17,10
gramos de sulfato de aluminio. ¿Qué porcentaje de aluminio contiene la muestra?.
PROBLEMA 38: Al reaccionar tres moles de hierro (Fe) con cuatro moles de agua, se obtiene
hidrógeno gaseoso y otro compuesto que denominamos XX, y que no contiene hidrógeno.
a.- Ajuste estequiométricamente la reacción.
b.- Determine cuál es el compuesto XX y cuántos gramos de éste se obtienen en la
reacción.
PROBLEMA 39: De acuerdo a la reacción:
Plomo + nitrato (V) de hidrógeno
nitrato (V) de plomo (II) + óxido de nitrógeno (IV)
+ agua
Se obtuvieron 29 gramos de sal de plomo a partir de una muestra de 40 gramos de contiene dicho
metal.
a.- Ajuste estequiométricamente la reacción
b.- ¿Cuál es el contenido porcentual de plomo en la muestra?
PROBLEMA 40: Para las siguientes reacciones químicas y cantidades de reactivos, determinar
en cada caso si los reactivos están en relación estequiométrica. En caso contrario, indicar cuál es
el reactivo limitante:
a.- 40 gr. de S + 1,20 moles de O2
SO2
b.- 1,142 lts. (CNPT) de NO + 0,80 gr. de O2
NO2
c.- 5 moles de P2 O3 + 290 gr. de H2O
H3PO3
d.- 2,75 gr. de CO2 + 0,625 moles de H2O
H2CO3
192 __________________________________________________________________________