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Teoría y Problemas de QUIMICA
Ingreso 2009
Carreras:
- Licenciatura en Química
- Profesorado en Química
- Analista Químico
- Licenciatura en Física
- Profesorado en Física
- Licenciatura en Geología
- Microbiología
- Licenciatura en Ciencias Biológicas
- Profesorado en Ciencias Biológicas
- Técnico de Laboratorio
ATOMOS Y MOLECULAS
1.1. LA LABOR DEL QUIMICO
Los químicos investigan la materia y sus propiedades valiéndose de muchísimas técnicas e
instrumentos diversos; pero también los ingenieros y otros científicos se interesan en 1as
propiedades de la materia. ¿Qué es lo que distingue al químico? Sus metas, no sus técnicas. El
químico analiza sus observaciones, resultados y mediciones para sacar deducciones relativas a
la microestuctura invisible de la materia, el mundo de los átomos, las moléculas y los
electrones. Su oficio es relacionar las propiedades de la materia con el comportamiento de
estas partículas invisibles. Veamos brevemente cómo se desarrolló su intensa fe en la
existencia de átomos y moléculas.
Nadie duda hoy que existan estas partículas; pero ¿es tan evidente que la materia sea
atómica? La teoría atómica de los antiguos griegos Leucipo y Demócrito nunca fue aceptada
por Aristóteles. Fue abandonada y permaneció latente durante 2300 años, hasta el siglo XVIII,
cuando fue nuevamente considerada por algunos científicos, entre ellos Newton. A principios
del siglo XIX Dalton presentó un argumento muy convincente de la existencia de átomos,
pero ni siquiera su versión de la teoría atómica fue aceptada por todos durante la primera
mitad del siglo XIX. La naturaleza atómica de la materia ha sido evidente para el observador.
1.2 BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORIA ATOMICA
El desarrollo histórico de la actual teoría atómica descansa sobre los experimentos de
descomposición según la interpretación de Boyle, los experimentos de pesar de Lavoisier y
los experimentos analíticos de Proust.
Robert Boyle (1627-1691) insistía en someter toda explicación a la prueba de las
observaciones y los experimentos. No podía aceptar las antiguas y vagas teorías de que la
materia está compuesta de 4 elementos (el aire, la tierra, el fuego y el agua). Hoy un
elemento sigue definiéndose como una sustancia que no puede dividirse en sustancias
diferentes mientras que un compuesto tiene propiedades distintas de la de los elementos.
Una mezcla de nitrógeno y oxígeno, el aire, nutre el sistema respiratorio humano gracias a
la presencia de oxígeno elemental en ella; pero un compuesto de nitrógeno y oxígeno, el
NO2, (dióxido de nitrógeno), es un gas venenoso que ocasiona la muerte si se lo aspira.
Los términos elemento y compuesto no implican necesariamente la existencia de átomos
o moléculas, puesto que son términos que describen la macroestructura de la materia. Un
lingote de hierro puro es un elemento; no puede descomponerse en sustancias más simples
por medios químicos ordinarios. Un grano de sal de mesa puede descomponerse en cloro y
sodio, por lo que es un compuesto. La distinción entre elementos y compuestos se basa en
hechos experimentales observables y no depende de la existencia de átomos.
Una de las primeras teorías químicas importantes fue la del flogisto. Se creía que al
quemarse una sustancia se desprende de ella un fluido llamado flogisto y quedaba una ceniza
que era la sustancia original menos el flogisto. Esta teoría nos llevaba a proponer la hipótesis
de que podríamos obtener la “sustancia flogisticada” original si pudiéramos combinar la
ceniza resultante con mas flogisto. Por ejemplo, el zinc se convierte en “ceniza” cuando arde
en el aire. Según la teoría, el zinc cedería el flogisto:
calor
Zinc
cenizas de zinc + flogisto
1
Si luego tratáramos la ceniza de zinc con una sustancia rica en flogisto, podríamos
recuperar el zinc. El carbón es una sustancia rica en flogisto porque deja muy pocas cenizas
cuando se quema, podríamos recuperar el zinc.
calor
cenizas de zinc + carbón
Zinc
La teoría del flogisto predice el resultado correcto: calentando la ceniza de zinc en
presencia de carbón se obtiene zinc. Los resultados de muchos experimentos se pudieron
explicar y predecir en función de esta teoría, de modo que fue aceptada por los químicos del
siglo XVIII.
Toda buena teoría científica se presta para hacer predicciones, si estas son correctas
refuerzan la teoría. Si la predicción es falsa, debe modificarse o descartarse.
A fines del siglo XVIII, Antoine Lavoisier (1743-1791) realizó experimentos con
oxígeno que le permitieron refutar la teoría del flogisto. Mediante el uso constante de la
balanza, encontró que el azufre y el fósforo aumentan de peso cuando se queman en el aire y,
lo que es muy importante, que no hay modificaciones del peso cuando las reacciones químicas
u otros procesos, como la destilación, se realizan en recipientes sellados. Por lo tanto sus
experimentos significaban que en el proceso de combustión no hay tal pérdida de flogisto ni
pérdida de nada. Además, apoyaron el principio de que no hay cambio neto de peso durante
una reacción química. Esta fue una observación que con el tiempo contribuyó a la importante
ley de conservación de la masa: la materia no se puede crear ni destruir, aunque su forma
puede cambiar.
A principios del siglo XIX, Joseph Louis Proust (1754-1826) y Claude Louis
Berthollet (1754-1826) discutían sobre la composición de los compuestos. Berthollet sostenía
que la proporción (por peso) de cada elemento en un compuesto es variable. No se sabía
entonces que dos elementos pueden formar más de un compuesto. Por ejemplo, el estaño
forma dos óxidos comunes el estañoso que tiene 79% de estaño. Berthollet analizó óxidos de
estaño que eran en realidad mezclas de dos compuestos distintos (pero esto él no lo sabía) y
llegó a creer que el porcentaje de estaño podía variar del 79 al 88%. Proust demostró que hay
dos óxidos de estaño, cada uno de los cuales está compuesto por proporciones fijas de sus
elementos. El cuidadoso trabajo analítico de Proust llevó finalmente a todos los científicos a
aceptar lo que actualmente se llama la ley de la composición definida: las proporciones de los
elementos de un compuesto son fija. Esta ley tuvo enorme importancia en la formulación de la
teoría atómica de Dalton.
1.3 HIPOTESIS ATOMICA DE DALTON
A comienzos del siglo XIX ya estaba claramente establecido que existen dos clases de
sustancias, elementos y sus compuestos: que no hay ningún cambio notorio de masa durante
un proceso químico (ley de la conservación de la masa), y que las proporciones de los
elementos de un compuesto son fijas (ley de la composición definida). Para explicar estos
hechos, John Dalton (1766-1844) propuso que los elementos estaban compuestos por
partículas diminutas e indestructibles llamados átomos; que todos los átomos de un
determinado elemento son idénticos y tienen igual masa; y que los átomos de diferentes
elementos tienen diferentes masas.
Según la teoría atómica de Dalton, un elemento consta de átomos idénticos, mientras que
los compuestos son combinaciones definidas de átomos distintos. Cuando los elementos
reaccionan para formar un compuesto, resulta una combinación de átomos indestructibles (en
la terminología actual, una molécula); no hay cambió en la masa; la suma de la masa de los
2
componentes -átomos- es igual a la masa del producto, es decir; la molécula. Esta observación
se resume en la ley de la conservación de la masa.
Más aún, hay una proporción definida de átomos en una molécula, y como los átomos de
un mismo elemento tienen la misma masa, la proporción de peso de un elemento en un
compuesto es fija, de acuerdo con la ley de la composición definida. Proust había descubierto
que los dos elementos pueden formar más de un compuesto, pero no vio la relación entre los
pesos de los dos elementos porque no estaba analizando sus datos desde un punto de vista
atómico. Encontró que en los dos óxidos el porcentaje de estaño es 88% en el estannoso, y
79% en el estánnico. Si calculamos el peso de estaño por gramo de oxígeno en cada uno de los
compuestos hallamos 7,44 gramos (g) de estaño por gramo de oxígeno en el óxido estannoso y
3,72 g de estaño por gramo de oxígeno en el óxido estánnico.
TABLA 1.1: DEMOSTRACION DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
Compuestos de C e H
Metano
Etileno
% de peso del C
75,0
85,8
gr de C por gr de H
3,00
6,00
Compuestos de N y O
Oxido nitroso (gas hilarante)
Oxido nítrico
% de peso del N
63,6
46,7
gr de N por gr de O
1,75
0,877
La proporción del peso del estaño y el oxígeno en los dos compuestos es 2:l. Dalton
descubrió que cuando dos elementos, digamos A y B, forman más de un compuesto, la
proporción del peso A por unidad de peso de B es siempre una razón de números enteros. La
teoría atómica le permitió a Dalton comprender esta relación que llamamos ley de las
proporciones múltiples. La tabla 1.1 muestra otros dos ejemplos que Dalton utilizó para
demostrar la ley de las proporciones múltiples. El peso de carbono por unidad de peso de
hidrógeno en el metano es a su peso en el etileno como 3,00:6,00 o 1:2. El peso de nitrógeno
por unidad de peso de oxígeno en el óxido nitroso es a su peso en el óxido nítrico como
1,75:0,877 o 2:1.
Dalton pudo descubrir la ley de las proporciones múltiples porque disponía de la teoría
atómica: dado que los elementos pueden formar más de un compuesto y que todos los átomos
de un mismo elemento poseen igual masa, la ley de las proporciones múltiples se sigue
inevitablemente.
Luego pasó a formular una escala de pesos atómicos que posteriormente se encontró
equivocada porque supuso que cada partícula de los elementos gaseosos comunes era un solo
átomo. Para la reacción oxígeno e hidrógeno escribió:
1 átomo de hidrógeno + 1 átomo de oxígeno  1 molécula de agua
+ 

y la relación del nitrógeno y el hidrógeno la planteaba así:
 + 

Los símbolos que utilizó para los tres elementos,   han sido reemplazados por H, N
y O.
3
Después Dalton le asignó un peso arbitrario de 1 unidad al átomo de hidrógeno y calculó
los pesos relativos de los átomos de otros elementos conocidos. Pudo determinar que la
proporción de peso del oxígeno y el hidrógeno en el agua es 8: 1, y como en su fórmula del
agua, HO, solo hay un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno, le señaló al átomo de oxígeno
un peso relativo de 8 unidades.
Empleando el mismo razonamiento le asignó 4,7 unidades al átomo de nitrógeno. En total,
calculó el peso de los átomos de los 20 elementos entonces conocidos. Estos pesos diferían de
los propuestos por Berzelius, otro químico eminente, pero la discrepancia no se comprendió
hasta que los científicos aceptaron la idea de que las moléculas de los elementos gaseosos
comunes están compuestas por dos átomos.
1.4 LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACION,
HIPOTESIS DE AVOGADRO
DE GAY-LUSSAC, E
Investigando las reacciones de los gases, Joseph Louis Gay-Lussac (1778 - 1850) descubrió
la ley de los volúmenes de combinación: cuando dos o más gases intervienen en una reacción
química, las proporciones de los volúmenes reactivos pueden expresarse como números
enteros pequeños siempre que los volúmenes se midan en iguales condiciones de temperatura
y presión. Por ejemplo:
2 vol de hidrógeno (gas) + 1 vol oxígeno  2 vol de vapor de agua
2 vol monóxido de carbono + 1 vol oxígeno  2 vol dióxido de carbono
1 vol de hidrógeno + 1 vol de cloro  1 vol de ácido muriático gaseoso
Para explicar las observaciones de Gay-Lussac en función de la existencia de los átomos,
Amadeo Avogadro (1776 – 1856) propuso en 1811 que (1) iguales volúmenes de gases a la
misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas y (2) las moléculas de
los elementos gaseosos comunes son biatómicas.
La observación de Gay-Lussac de que 2 volúmenes de hidrógeno se combinan con 1 vol
de oxígeno para formar 2 vol de vapor de agua significó para Avogadro que dos moléculas de
hidrógeno se combinan con una molécula de oxígeno para producir dos moléculas de vapor.
Pero según la ley de la composición definida las dos moléculas de vapor contienen átomos de
oxígeno (en igual número); la molécula original de oxígeno debe haber estado compuesta por
más un átomo de oxígeno (si los átomos son indestructibles).
Avogadro supuso que la molécula de oxígeno está formada por dos átomos de oxígeno
(podría haber escogido cualquier número par, por ejemplo, O2, O4, O6). De la suposición de
que iguales volúmenes de gases contienen igual número de moléculas pudo proponer:
2 moléculas de hidrógeno + 1 molécula de oxígeno  2 moléculas de vapor de agua
y, suponiendo que las moléculas de hidrógeno y oxígeno sean diatómicas,
2H2 + O2  2 moléculas de vapor de agua:
Como todas las moléculas de vapor de agua son idénticas y los átomos son indestructibles,
la fórmula de la molécula de agua debe ser H2O y la reacción del hidrógeno y el oxígeno es:
2H2 + O2  2 H2O
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De esta fórmula del agua, H2O, y del hecho que la proporción del peso de hidrógeno a
oxígeno en el agua es 1: 8, Avogadro dedujo que los átomos de oxígeno son 16 veces más
pesados que los de hidrógeno. (Dalton había sostenido que la masa del átomo de oxígeno es 8
veces mayor que la del átomo de hidrógeno, pues su fórmula para el agua era HO).
La hipótesis de que volúmenes iguales de gases contienen igual número de moléculas y que
las moléculas de los gases elementales comunes son diatómicas, es la interpretación que dio
Avogadro a la ley de volúmenes de combinación de Gay-Lussac a la luz de la teoría atómica
de Dalton.
La hipótesis de Avogadro, de que a Dalton le parecía incompatible con la teoría atómica,
finalmente resulto ser la idea que sistematizó la química y le permitió convertirse en una
ciencia cuantitativa. La interpretación de Avogadro no fue aceptada sino 50 años después de
haberla propuesto. Entonces los químicos pudieron ya formular un conjunto armónico de
pesos atómicos y se hizo posible el estudio sistemático de los elementos, que culminó en la
tabla periódica.
2 CONCEPTOS BASICOS
2.1 EL SISTEMA MÉTRICO
Los químicos tienen un sistema de nomenclatura para clasificar e identificar las diversas
sustancias, y además, todos los científicos han considerado conveniente utilizar un mismo
sistema de medición de manera que un informe publicado por un ruso, un francés o un
norteamericano se pueda entender en todo el mundo. Este sistema universalmente aceptado es
el métrico decimal, que también es el sistema legal de todos los países con excepción de los
Estados Unidos y del Canadá. Los ingenieros norteamericanos emplean el sistema inglés, pero
los científicos sí han adoptado el sistema métrico. La principal ventaja de este último es su
base decimal, que simplifica los cálculos. En cualquier sistema las medidas básicas son
longitud, masa y tiempo y de ellas se derivan las de área, volumen, temperatura, etc. Al
principio las unidades se basaron en objetos de fácil obtención, pero actualmente se utilizan
patrones más refinados y exactos.
La unidad de longitud, el metro (m), se define en función de la longitud de onda de la luz
roja-anaranjada que emite el gas criptón 86 cuando lo atraviesa una descarga eléctrica. La
longitud de onda de esta luz es 1/1.650.763,73 m. El metro equivale a 39,37 pulgadas (in) del
sistema inglés.
La unidad de masa es el kilogramo (kg); el patrón de es la masa es un cilindro de platinoiridio que se conserva en la Oficina Internacional de Pesas y Medidas en Sevres, Francia. Un
kilogramo equivale a 2,2046 libras (lb) en el sistema inglés.
La unidad de tiempo, el segundo astronómico (s), es conocido de todos porque es el que
emplean los científicos y los no científicos. La unidad de tiempo del sistema métrico y del
sistema inglés se define exactamente como una pequeñísima fracción, 1/31.556.925,9747 del
año tropical de 1900.
Todas las medidas de longitud pueden definirse en función del metro (m):
1 kilómetro (km) = 1000 m = 103 m
1 centímetro (cm) = 0,01 m = 10-2 m
1 milímetro (mm)= 0,001 m = 10-3 m
1 nanometro (nm) = 0,000000001 m = 10-9 m
1 angstrom (Å) = 0,0000000001 m = 10-10 m = 10-8 cm
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2.2 EL ATOMO ES COMPLEJO
El átomo de Dalton era una partícula simple e indestructible. La investigación de los
últimos años nos lleva a creer que el átomo es complejo; tiene muchas partes elementales. Se
han descubierto o postulado unas 30 partículas subatómicas, de las cuales las tres más
importantes son el protón, el neutrón y el electrón (ver Tabla 2,1).El protón y el neutrón tienen
casi exactamente la misma masa y son mucho más pesados que el electrón. En realidad, la
masa de un electrón es insignificante en comparación con la del protón o el neutrón. El protón
y el electrón tienen carga eléctrica; el neutrón es neutro. Como la carga del electrón
simplemente neutraliza del protón, decimos que las cargas de estas dos partículas son iguales
y opuestas.
Tabla 2.1: Partículas del átomo
Partícula
Protón
Neutrón
Electrón
Símbolo
P
N
E
Masa relativa
1,0073
1,0087
0,00055
Carga
u.e.
+1
0
-1
C
+1,60 x 10-19
0
-1,60 x 10-19
La carga de un electrón es la unidad elemental, u.e., es decir, la unidad de carga eléctrica
más pequeña de la naturaleza. La carga total de un cuerpo debe ser un número entero múltiplo
de la carga del electrón (o del protón). La unidad elemental de carga es sumamente pequeña:
1.60 x 10-19 C
El núcleo del átomo contiene los protones y neutrones; los electrones circulan por fuera. Al
núcleo pertenece casi toda la masa de un átomo pero solo una pequeña fracción del volumen.
Esto se puede comprender por los diámetros aproximados de un átomo y un núcleo:
Diámetro del átomo = 0,00000001 cm = 10-8 cm = 1 Å
Diámetro del núcleo = 0,000000000001 cm = 10-12 cm = 10-4 Å
Tabla 2.2: isótopos del hidrógeno
Especies
Símbolo*
Protio**
1
1
2
1
3
1
Deuterio
Tritio
HóP
Número
protones
1
Número
electrones
0
Abundancia
natural %
99.985
HóD
1
1
0.015
HóT
1
2
0***
* El símbolo del elemento hidrógeno es H; el exponente indica el número de masa (suma
del número de protones y neutrones); el subíndice indica el número atómico (el número de
protones).
** El protio es el isótopo más común del hidrógeno, y se denomina comúnmente hidrógeno
*** Elemento sintético
El diámetro de un átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que el diámetro del
núcleo.
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El número atómico de un átomo es igual al número protones del núcleo, el cual a su vez es
igual al número de electrones que giran a su alrededor. Todos los átomos de un mismo
elemento tienen el mismo número atómico.
Dalton postuló que los átomos del mismo elemento tienen la misma masa. Hoy sabemos
que átomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes; sin embargo los átomos de
igual número atómico tienen propiedades químicas idénticas aunque tengan masas diferentes.
Hay tres átomos que tienen sólo un protón: el protio, el deuterio y el tritio. Son átomos del
mismo elemento, hidrógeno, pero sus masas nucleares son diferentes porque tienen distinto
número de neutrones (Tabla 2.2).
El protio, el deuterio y el tritio se denominan isótopos, es decir, átomos que poseen el
mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Los isótopos son átomos del
mismo elemento con igual número atómico y, naturalmente, comportamiento químico
idéntico pero de distinta masa atómica.
Se han encontrado isótopos naturales de todos elementos comunes excepto del flúor y del
sodio. El fluor sólo presenta una variedad atómica con nueve protones y nueve neutrones. Del
oxígeno existen tres isótopos naturales (Tabla 2.3).
Tabla 2.3: isótopos del oxígeno
Composición del núcleo
Isótopo
16
8
O
17
8
O
18
8
O
Protones
Neutrones
Abundancia
Natural %
8
8
99.76
8
9
0.04
8
10
0.20
2.3 PESO ATOMICO
El peso* de un átomo de cualquier elemento es tan pequeño que ni siquiera las
balanzas más sensibles podrían detectarlo. Indirectamente puede determinarse que la masa de
un átomo de hidrógeno es:
1.67 x 10-24 g
La masa de un átomo de carbono es 19,9 x 10-24 g y de un átomo de oro 327 x 10-24 g.
La masa más pequeña que se puede pesar en un laboratorio químico es un microgramo, la
millonésima parte de un gramo, que se escribe 10-6 g o 1 g. Es evidente que no podemos
esperar a poder determinar la masa de un átomo pesándolo directamente.
El peso atómico de un elemento se define como el promedio de la masa de los átomos de
ese elemento con relación a la masa del isótopo más común del carbono, al cual se le ha
asignado una masa de 12 unidades atómicas de masa (u), exactamente. Si fuera posible
haríamos comparación directa de la masa de un átomo con el átomo del isótopo 12C.
Colocaríamos un átomo 12C en un platillo de la balaza y un número de átomos del otro
elemento en el otro; hasta que la balanza se equilibrara. Para el helio, He, encontraríamos que
se necesitan tres átomos para equilibrar la masa de uno del isótopo 12C. Por consiguiente, un
7
átomo de helio tiene una tercera parte de la masa de uno de 12C, o un átomo de He tiene una
masa de 4 u. Continuando con nuestros experimentos imaginarios encontraríamos que se
necesitan tres átomos de oxígeno para equilibrar cuatro de 12C, y al oxígeno se le asignarían
1.6 u. Podríamos comparar los átomos de todos los elementos con nuestro isótopo 12C patrón
para encontrar las masas de cada uno de ellos.
Como esto es imposible porque nuestras balanzas no son lo suficientemente sensibles para
detectar la masa de sólo unos pocos átomos, hemos adoptado un concepto más práctico, el
peso átomo-gramo o átomo-gramo.
2.4 EL PESO ATOMO GRAMO Y EL NUMERO DE AVOGADRO
El peso átomo-gramo es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Como casi
todos los elementos se encuentran como mezclas de isótopos, los pesos átomo gramo no
suelen ser números enteros porque predomina un isótopo sobre los demás. En el hidrógeno,
1
por ejemplo, el protio, 1 H , se encuentra en una proporción de 99,385 por ciento y el peso
átomo-gramo del hidrógeno es casi 1 g (1,00797 g). El peso átomo-gramo del oxígeno es 16,0
16
O
g (15,9994 g) porque el isótopo 8 es, con mucho, el más abundante. Por el contrario, el
peso átomo-gramo del cloro es 35,5 g (35,453 g) porque en la naturaleza abundan dos
35
Cl 37 Cl
isótopos, 17 y 17 , en proporciones de 75 y 25 por ciento respectivamente.
Un átomo-gramo de un elemento contiene el mismo número de átomos que el átomogramo de cualquier otro elemento. Puesto que el átomo de carbono pesa 12 veces más que el
de hidrógeno, en 12 g de carbono hay tantos átomos de carbono como hay átomos de
hidrógeno en 1 g de hidrógeno. El número de átomos que contiene 1 átomo-gramo lo han
determinado muchos científicos mediante diversos experimentos. Es astronómicamente
grande y se denomina número de Avogadro NA en homenaje al gran físico italiano del siglo
XIX, Amadeo Avogadro. El mejor valor obtenido hasta ahora es 6.02296 x 1023.
Utilizando los pesos relativos de los átomos, (los pesos atómicos) y el número de
Avogadro, es posible calcular la masa de un átomo de cualquier elemento en gramos (o en
cualquier unidad de masa).
La millonésima parte de un gramo (1x10-6 g) es una masa pequeñísima. Apenas la
alcanzan a registrar nuestras balanzas más sensitivas, pero un microgramo de cualquier
elemento contiene un número increíblemente grande de átomos. Calculemos el número de
átomos de 1 ug de carbono:
1 x 10-6 g C x 6,02 x 1023 átomos / 12,0 g C = 5 x1016 átomos
En un microgramo hay 5 x 1016 átomos de carbono, pero esta inmensa cifra apenas alcanza
a producir una desviación en una microbalanza. Tenemos que reconocer que aún nuestros
mejores instrumentos resultan burdos cuando se trata de percibir los átomos en los cuales
tenemos tanta fe.
2.5 MOLECULA, MOL y NÚMERO DE AVOGADRO
Así como la partícula mínima de un elemento es el átomo, la de un compuesto es la
molécula. La molécula es un conjunto de átomos unidos entre sí en una estructura
8
relativamente fija, por una fuerza un tanto misteriosa llamada enlace químico La distancia
entre dos átomos en una molécula no es mayor de 3 ó 4 Å (1 Å = 0,00000001 cm = 10-8 cm).
El peso molecular es la suma de las masas de todos los átomos de la molécula
representados en su fórmula molecular. Por ejemplo, el peso molecular del metano, CH4, es la
suma de las masas de un átomo de carbono y cuatro tomos de hidrógeno:
Peso molecular del CH4 = masa de 1 átomo C + 4 x masa de 1 átomo H
= 12 u + 4 x 1 u = 16u.
El peso molécula-gramo (llamado molécula-gramo o simplemente mol) es el peso
molecular expresado en gramos. Así 1 mol de CH4 pesa 16 g. Es muy importante entender que
los químicos usan el término peso molecular en el sentido de peso molécula-gramo; pero por
lo general esto no causa confusión.
Lo mismo que hay NA átomos en 1 átomo-gramo de cualquier elemento, hay NA moléculas
en un mol de cualquier compuesto. En 16 g de CH4, (1 mol) hay N A moléculas de CH4, y en
98 g de H2SO4 (1 mol) hay NA moléculas de H2SO4. El peso en gramos de una sola molécula
se calcula dividiendo el peso molécula-gramo por NA:
Peso de una molécula de CH 4
Peso de una molécula de H 2 SO 4
16 g
1mol
x
mol 6,02 x10 23 moléculas
98 g
1mol
x
mol 6,02 x10 23 moléculas
2,67 x10
23
1,63 x10
g / molécula
22
g / molécula
El término mol ha empezado a adquirir un significado más general. Un mol puede
utilizarse ahora como sinónimo del número de Avogadro., y hablamos de un mol de electrones
o un mol de átomos de sodio, significando con ello 6,02 x 1023 electrones y 6,02 x 1023
átomos de sodio respectivamente. Podemos hablar de un mol de cloruro de sodio, compuesto
que no tiene moléculas (se compone de iones, que son átomos cargados). Cuando decimos
"un mol de cloruro sódico" nos referimos a una cantidad que contiene 6,02 x1023 iones sodio
más 6,02 x1023 iones cloruro. Esta distinción entre compuestos de iones y de moléculas
resultará clara cuando estudiemos los tipos de compuestos químicos y la naturaleza del enlace
químico. Por ahora, es importante comprender que 1 mol de un compuesto es un conjunto de
NA moléculas de ese compuesto.
2.7 SIMBOLOS y FORMULAS
Los símbolos de los elementos son signos abreviados que usan los científicos y deben
entrar a formar parte del vocabulario del estudiante de química.
Un símbolo encierra una gran cantidad de Información, identifica un elemento y también
puede representar átomo de un elemento cuando se emplea en la fórmula de un compuesto. La
fórmula del metanol es CH4O; esto significa que es un compuesto de carbono, hidrógeno y
oxígeno y que la proporción de sus átomos es 1:4:l. La proporción de los átomos de hierro y
cloro en FeCl3 es 1:3.
Los elementos se ubican en la tabla periódica ordenados según su número atómico (número
de protones que hay en el núcleo).
9
51
Número atómico
Te
Símbolo
Grupos
1
2
Metales y No-metales
8
3 4 5 6 7
Períodos
3 4 5 6 7 8 8 8 1 2
Metales
Metaloides
No-metales
El peso fórmula-gramo de un compuesto es el peso calculado al sumar los pesos átomogramo de los átomos que aparecen en una fórmula. Para el metanol, CH4O, tenemos 12 g para
1 átomo-gramo de carbono, 4 g para 4 átomo-gramos de hidrógeno y 16 g para 1 átomo-gramo
de oxígeno. El total es 32 g. En este caso el peso fórmula-gramo es igual al peso moléculagramo. Esto sólo es verdad cuando la fórmula indica el número real de átomos de la molécula.
10
Tal fórmula se denomina fórmula molecular. En cambio, una fórmula empírica es la que
indica la menor proporción expresada en números enteros de los átomos de los diferentes
elementos de un compuesto. La fórmula empírica del benceno es CH, la cual indica una
proporción 1:1 entre los átomos de carbono y los átomos de hidrógeno. La fórmula molecular
del benceno es C6H6 e indica que realidad hay 6 átomos de carbono y 6 de hidrógeno en una
molécula de benceno. En este caso la fórmula empírica es distinta de la fórmula molecular. El
peso fórmula-gramo igual al peso molécula-gramo sólo cuando empleamos la fórmula
molecular para un compuesto.
NOMENCLATURA QUÍMICA
a)- COMPUESTOS INORGÁNICOS
Número de Oxidación
El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones de un
elemento que participan en la formación de uniones químicas con otro u otros elementos. Este
número además, se acompaña por signos (+) y (-), relacionados con las electronegatividades
(tendencia que poseen los átomos para atraer los electrones) relativas de los elementos
combinados.
Principio de electroneutralidad
El principio básico de aplicación en el manejo del concepto de número de oxidación es la
electroneutralidad de la materia. Es decir que, en cualquier compuesto (iónico o covalente)
la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos combinados es
cero.
En general, los metales tienen número de oxidación positivos y los no metales tienen
número de oxidación negativos cuando están combinados directamente. En los compuestos
formados por no metales, al más electronegativo se le asigna el número de oxidación negativo.
Para asignar números de oxidación a los elementos, se aplican una serie de reglas:
1)- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos unidos en un
compuesto es cero.
2)- El número de oxidación de un elemento no combinado es cero.
3)- El número de oxidación de un ión (mono ó poliatómico) es igual a su carga.
4)- El H en la mayoría de sus combinaciones tiene número de oxidación +1, con excepción
de los hidruros metálicos en donde tiene número de oxidación -1.
5)- El O en la mayoría de sus combinaciones tiene número de oxidación -2, con excepción
de los peróxidos en donde tiene -1.
6)- Los metales representativos de los grupos I, II y III, tienen número de oxidación +1,
+2 y +3 respectivamente.
7)- Los halógenos combinados directamente con metales tienen número de oxidación -1.
En los compuestos con otros no metales o entre sí, puede tener +1, +3, +5 ó +7.
FORMACIÓN DE COMPUESTOS
Metales + oxígeno
Oxidos básicos
11
Se escribe primero el metal y luego el oxígeno colocando como subíndice de oxígeno
el número de oxidación del metal y para el metal corresponde el número de oxidación del
oxígeno. Reducir a su mínima expresión. Este mecanismo se aplica para la formación de
cualquier compuesto binario.
Ej.
Na + O2
Na2O
óxido de sodio
Se nombra como óxido del metal correspondiente. Si el metal tiene más de un número
de oxidación se coloca entre paréntesis el número romano correspondiente al estado de
oxidación.
La nomenclatura vieja coloca la terminación -OSO para el menor estado de oxidación
y la terminación -ICO para el mayor estado de oxidación.
Hg2O
óxido de mercurio (I)
- óxido mercurioso
HgO
óxido de mercurio (II) - óxido mercúrico
Oxidos básicos + H2O
Hidróxidos
Se escribe primero el metal y luego el ión hidróxido.
Se nombran como hidróxido del metal correspondiente.
Ej.
Na2O + H2O
FeO + H2O
2 NaOH
Fe(OH)2
Hidróxido de sodio (soda caústica)
Hidróxido de hierro (II) - Hidróxido ferroso
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del metal y el ión
oxidrilo (OH-), de allí el nombre de hidróxidos (compuestos que ionizan liberando
oxhidrilos).
NaOH(s) + H2O  Na+(ac) + OH-(ac)
No metales + oxígeno
Óxidos ácidos
Se escriben primero el no metal y luego el oxígeno.
Se nombran como óxido del no metal correspondiente. Si el no metal tiene más de un
número de oxidación se coloca entre paréntesis el número romano correspondiente al estado
de oxidación.
Ej.
Cl2O Anhídrido hipocloroso – Monóxido de dicloro – Oxido de cloro (I)
P2O3 Anhídrido fosforoso – Trióxido de difósforo - Oxido de fósforo (III)
P2O5 Anhídrido fosforico – Pentóxido de difósforo - Oxido de fósforo (V)
Óxidos ácidos + H2O
Ácidos
Se escribe primero el hidrógeno seguido del no metal y por último el oxígeno.
Se nombran como ácido del óxido correspondiente.
Ej.
SO2 + H2O
H2SO3
ácido sulfuroso
12
SO3 + H2O
H2SO4
ácido sulfúrico
Si el número de oxidación del no metal es impar, la molécula del compuesto tendrá un
solo átomo de hidrógeno y si es par tendrá dos átomos de hidrógeno.
En el caso de los halógenos Cl, Br, I que presentan números de oxidación +1, +3, +5,
+7 se obtendrán los siguientes ácidos:
HClO
ácido hipocloroso
HClO2
ácido cloroso
HClO3
ácido clórico
HClO4
ácido perclórico
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del hidrógeno
(llamado protón, H+) y el ión negativo del resto de la molécula, de allí el nombre de ácidos
(compuestos que ionizan liberando protones).
HClO(ac) + H2O  H+ (ac) + ClO-(ac)
Hidróxidos + ácidos
Sal + H2O
Se escribe primero el metal y luego el anión correspondiente al ácido.
Se nombra cambiando la terminación del ácido -ico por -ato y -oso por -ito.
Ej.
2 NaOH
hidróxido de sodio
+
H2SO4
+ ácido sulfúrico
Na2SO4 + 2 H2O
sulfato de sodio
NaOH
+
HClO
hidróxido de sodio + ácido hipocloroso
NaClO + H2O
hipoclorito de sodio (lavandina)
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del metal y el ión
negativo del resto de la molécula,
2
Na2SO4 (s) + H2O  2 Na+(ac) + SO 4 (ac)
No metales + hidrógeno
Hidruro no metálico
Se escribe primero el hidrógeno y luego el no metal.
Se nombra el no metal con la terminación -uro de hidrógeno
Ej.
HF fluoruro de hidrógeno
H2S sulfuro de hidrógeno (principal componente de huevo podrido y bombas de olor)
Son compuestos que al disolverse en agua forman los hidrácidos, los cuales se encuentran
ionizados de la siguiente forma: el ión positivo del hidrógeno y el ión negativo del resto de la
molécula, de allí el nombre de hidrácidos (compuestos que ionizan liberando protones).
HCl(ac) + H2O  H+(ac) + Cl-(ac)
Hidrácidos + hidróxidos
Sal + H2O
13
Se escribe primero el metal proveniente del hidróxido y luego el no metal proveniente
del hidrácido.
Se nombra el no metal con la terminación -uro del metal correspondiente.
Ej.
NaCl
KI
cloruro de sodio (sal de mesa)
ioduro de potasio
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del metal y el ión
negativo del halogenuro,
KCl (S) + H2O  K+(ac) + Cl-(ac)
Metales + hidrógeno
Hidruros Metálicos
Se escribe primero el metal y luego el hidrógeno.
Se nombran como hidruro del metal correspondiente.
Ej.
LiH
MgH2
hidruro de litio
hidruro de magnesio
b)- COMPUESTOS ORGÁNICOS
Hidrocarburos
El carbono forma una variedad tan sorprendente de compuestos que todo un campo
completo de la química se dedica a su estudio. Los átomos de C son adaptables debido a que
pueden encadenarse entre sí para formar los miles de compuestos necesarios para llevar a
cabo los procesos biológicos que nos mantienen con vida.
Los hidrocarburos son compuestos formados solo por C e H. Pueden clasificarse en
alifáticos ó aromáticos (los que tienen anillos bencénicos en su estructura).
CH2-CH3
H3C
CH2
CH2
CH2
CH3
Pentano, C5H12
1-Etilbenceno, C6H5CH2CH3
Hidrocarburos Alifáticos
Los diferentes hidrocarburos se distinguen por el tipo de enlace entre los átomos, es decir si
son simples, dobles o triples.
Se denomina saturado a los hidrocarburos sin enlaces múltiples C-C e insaturado, al que
tiene uno o mas enlaces ya sea doble o triple.
14
H3C
CH2
CH2
CH2
CH2
H3C
CH3
CH2
CH2
CH
CH3
2-Hexeno, C6H12
Hexano, C6H14
Debido a que muchas moléculas orgánicas son complicadas, se necesita una forma simple
para representar sus estructuras
CH3
H3C
CH2
CH2
H3C
CH3
CH2
CH2
CH3
Butano
Metilbutano
A menudo es posible escribir una fórmula estructural condensada, que muestra cómo los
átomos están agrupados entre sí. En el ejemplo anterior se escribe CH3CH2CH2CH3 para
butano y CH3CH(CH3)CH2CH3 para metilbutano El paréntesis alrededor del grupo muestra
que este grupo es sustituyente del C a la izquierda.
Hidrocarburos Aromáticos
Poseen anillo benceno es su estructura solo o condensados. Se denominan así por los olores
que presentan. Se denominan arenos, todos tienen anillo aromático, en general benceno.
Pueden presentarse fusionando más de un anillo:
Benceno, C6H6
Naftaleno, C10H8
Fenantreno, C14H10
Reglas de Nomenclatura
Alcanos: llevan la terminación “ano”. El carbono tiene 4 sustituyentes.
Número
de Carbonos
1
2
3
4
5
6
7
Fórmula
CH4
CH3CH3
CH3CH2CH3
CH3CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3
Nombre del
Nombre
alcano
grupo alquilo
Metano
Metilo
Etano
Etilo
Propano
Propilo
Butano
Butilo
Pentano
Pentilo
Hexano
Hexilo
Heptano
Heptilo
del
15
Para nombrar un hidrocarburo ramificado se elige la cadena mas larga. El sustituyente que
forma la cadena lateral se denomina cambiando la terminación “ano” por “il”
CH3 CH CH3
Sustituyente
CH2 CH3
2-metilbutano
En los hidrocarburos cíclicos se antepone el nombre de “ciclo” y luego se nombra como el
alcano que corresponde al número de carbonos
CH2
H 2C
CH2
Ciclo propano
Los sustituyentes se enumeran por orden alfabético y unido al nombre raíz. Los
sustituyentes que no son hidrocarburos deben abordarse con otra profundidad.
Alquenos: son hidrocarburos que tienen dobles enlaces. Cambian el sufijo “ano” por ”eno”.
Alquinos: son hidrocarburos que tienen triples enlaces. Cambian el sufijo “ano” por ”ino”.
La posición de los enlaces múltiples está dada por el número de primer C (el de menor
numeración) involucrado en el enlace múltiple. Si hay más de un enlace múltiple del mismo
tipo, en número de los enlaces se indica por un prefijo griego. Luego siga las reglas de los
alcanos.
CH3
CH2
CH2
C CH
1-Pentino
CH3
CH2
2-Penteno
CH CH CH3
CH2
CH CH2
CH CH2
1,4-Pentadieno
Al enumerar los átomos de en la cadena, preferentemente se dan los números más bajos a:
Grupos funcionales (Alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos, etc.)
Enlaces dobles
Enlaces triples
Hidrocarburos aromáticos
Los derivados monosustituidos del benceno más comunes tienen nombres particulares que
no siguen las reglas de la IUPAC.
En un solo anillo, se numeran los C y se nombra con el número al sustituyente, aunque en
caso de doble sustitución pueden usarse los prefijos orto, meta y para:
16
CH3
CH3
CH3
CH3
1,4-dimetilbenceno
para dimetilbenceno
CH3
1,2-dimetilbenceno
orto dimetilbenceno
meta dimetilbenceno
Fenol
Anilina
COOH
COH
Benzaldehído
NH2
OH
CH3
Tolueno
CH3
1,3-dimetilbenceno
CN
Ácido Benzoico
Benzonitrilo
O
NO2
C
CH3
CH3
CH3
Nitrobenceno
Acetofenona
orto-Xileno
Isómeros
Los isómeros estructurales tienen fórmulas moleculares idénticas pero sus átomos están
unidos a vecinos diferentes. Diferentes conformaciones de la misma molécula difieren solo
por la rotación alrededor de uno de los enlaces.
CH3
H3C
CH2
CH2
CH3
Metilbutano
H3C
CH2
CH2
CH3
Butano
i)- Isómeros Geométricos
17
Átomos iguales, compañeros iguales pero configuración diferente en el espacio. En
general los átomos tienen ordenamientos diferentes sobre ambos lados de un enlace doble , o
por encima y debajo de un anillo de un cicloalcano.
Las propiedades de los isómeros son diferentes.
CH3
H
CH3
CH3
C C
C C
H
H
Cis 2-buteno
H
CH3
Trans 2-buteno
ii)- Isómeros ópticos
Son imágenes especulares no superponibles. Guardan la misma relación que la mano
derecha e izquierda. Si bien tienen la misma fórmula se comportan como dos compuestos
diferentes. La mayoría de los compuestos biológicos presentan este comportamiento, lo que
hace que puedan tener hasta olores o actividades farmacológicas diferentes, como a veces
deben encajarse como en un hueco (enzima sustrato) solo puede hacerlo uno de ellos. Los
seres vivos sintetizan uno solo de ellos, pero en el laboratorio se sintetizan simultáneamente
los dos.
Grupos Funcionales Comunes
Haloalcanos
Son también denominados haluros de alquilo, un átomo de H ha sido reemplazado por uno
de halógeno:
CH3Br
Bromuro de metilo
Alcoholes
Poseen un grupo OH unido covalentemente al C.
CH3-CH2OH Etanol o alcohol etílico (componente de bebidas alcohólicas)
Se nombran mediante el agregado del sufijo “ol” a la raíz del hidrocarburo. Cuando es
necesario especificar la ubicación del grupo OH se numeran los C
CH3CH2CH2OH
1-propanol
CH3CH(OH)CH3
2-propanol
Los alcoholes se dividen en tres tipos, primarios (posee fórmula general RCH2OH),
secundarios (R2CHOH) o terciarios (R3COH). Son solubles en agua. Tienen menor presión de
vapor que los hidrocarburos homólogos por lo que son líquidos (etanol- etano)
18
Eteres
Es un compuesto de fórmula R-O-R´ . Son más volátiles que los alcoholes porque no
forman puente hidrógeno. Son menos solubles en agua también. Son poco reactivos pero son
inflamables. Hay éteres cíclicos que se los denomina éteres corona.
CH3CH2
O CH2CH3
dietil eter
Fenoles
Es un compuesto que tiene el grupo -OH unido directamente al benceno. Muchos fenoles
sustituidos son los responsables de los perfumes de las plantas. Son componentes de aceites
esenciales, aceites que se destilan de hojas o flores.
OH
Aldehidos y Cetonas
Ambas familias relacionadas tienen el grupo carbonilo -C=O
O
O
R C
R C
R´
H
Aldehído
Cetona
En el aldehído el carbonilo es grupo terminal y en la cetona es intermedio.
Los aldehídos cambian la terminación o del hidrocarburo por “al”.
Propano  propanal CH3CH2COH
Butano  butanal
CH3CH2 CH2COH
Las cetonas se nombran con el sufijo “ona”.
Propanona CH3COCH3
Acidos Carboxilicos
O
R
C
OH
Son ácidos débiles. Se antepone la palabra “ácido” al nombre del hidrocarburo y se cambia
la terminación por “oico”.
19
Etano  ácido etanoico (acético, vinagre)
CH3COOH
Anhídrido de ácidos
Se forman por la reacción de dos moléculas de ácido carboxílico. Cuando son simétricos se
los nombra cambiando la palabra “ácido” por “anhídrido”.
O
CH3C
O
O
O
CH3CH2CH2CH2C
CHCH3
Anhidrido acético
O
O
CCH2CH2CH2CH3
Anhidrido pentanoico
Esteres
Surgen de la reacción de un ácido carboxílico y un alcohol. Se los denomina con el nombre
del ácido con la terminación “ato” y luego denominando al grupo alquilo unido al oxígeno.
O
R
+
C
O
HOCH2CH3
R
OH
C
+
H2O
OCH2CH3
O
O
CH3CH2C
+
HOCH2CH3
OH
Ácido Propanoico
Alcohol Etílico
CH3CH2C
OCH2CH3
Propanoato de etilo
Muchos ésteres poseen perfumes aromáticos y contribuyen con los sabores de las frutas.
Aminas, Aminoácidos Amidas
Una amina es un compuesto que posee fórmula derivada de NH3 (amoníaco), en la cual se
reemplazan distintos números de átomos de H por grupos orgánicos. Se clasifican en
primarias, secundarias y terciarias dependiendo si tienen uno, dos o tres sustituyentes. Al igual
que el amoníaco son bases débiles.
Un aminoácido, es un ácido carboxílico que posee un grupo amino: NH2CH2COOH
(glicina).
Los mas importantes son los denominados “alfa” donde el grupo amino está en el C
vecino a donde está el grupo carboxílico. Son componentes de las proteínas y por lo tanto
indispensables en los seres vivos.
Amida
20
O
R
+
C
O
R
HNHCH2CH3
+
C
OH
H2O
NHCH2CH3
Condensación de un ácido con una amina. Se las nombra eliminando la palabra ácido y
reemplazando la terminación “ico” por “amida”. Si hay sustituyentes en el grupo amida se los
nombra al comienzo indicando que están unidos al nitrógeno.
O
O
CH3CH2CNHCH3
CH3CH2CH2CN(CH2CH3)2
N,N-dietilbutanamida
N-metilpropanamida
PROBLEMAS
NOTACIÓN EXPONENCIAL – CALCULOS - UNIDADES – SISTEMA MÉTRICO
1.- Expresar los siguientes números en notación científica (como potencias de 10)
6.550.000
0,000000034
0,00045
72.543.000.000
2.- Efectúe las siguientes operaciones sin uso de calculadora
1
0002
log 100 =
5 x10 3
0,0002
1
400
0,01
log 10-3 =
log 105 =
9 10 28
10000
(1/2)log 1014 =
3.- Calcular a) el área en m2 de un círculo de 1 mm de diámetro
b) el volumen en mm3 de un cubo de 2.5 m de lado
c) el radio en metros de una molécula si su volumen es de 32 Å3
d) la distancia en milímetros de Río Cuarto a Córdoba
4.- Indicar el número de cifras significativas en cada uno de los siguientes números:
a) 374
b) 0,0374
c) 3,074
d) 0,003740
e) 3,740
f) 3,74x105
5.- Realizar las siguientes operaciones con el número correcto de cifras significativas
1/3
1,000/3,000
45/7350
45,01/7350
6.- Una solución contiene 40 g de nitrato de potasio por litro. Cuántos mililitros serán
necesarios de esa solución para tener 8 g?
7.- Cuatro litros de un líquido pesan 4,2x103 g. Calcular su densidad en g/cm3
21
8.- Cuantos litros de gas de una densidad de 0,0048 g/cm3 es necesario tomar para tener una
masa del gas de 53 kg
PESOS ATÓMICOS Y PESOS MOLECULARES
9.- Una gotita de mercurio del tamaño aproximado de una faceta del ojo de una mosca, tiene
un peso de 1 x10-3 g ¿Cuántos átomos de mercurio hay en dicha cantidad?
RTA: 3x1016
10.- Dado que el peso atómico del hidrógeno es de 1,00797 uma, ¿cuál será el peso en gramos
de un átomo de hidrógeno promedio?
RTA: 1,67x10-24 g
11.- Queremos formar un compuesto en el que entren dos átomos de cromo por cada tres
átomos de azufre. Si se dispone solamente de 5,00 g de azufre, ¿cuántos g de cromo
deberemos tomar?
RTA: 5,40 g
12.- a) Calcular el número de átomos presentes en cada uno de los siguientes casos:
24,3 g de Mg; 11,5 g de Na; 10 at-g de H; 1 x 10-6 moles de Li.
b) Calcular el número de moles y el número de moléculas presentes en cada uno de los
siguientes casos: 18 g agua; 9,8 g de H2SO4; 7,1 x 10-5 g de Cl2.
RTA: a) Mg = 6,02 x 1023, Na = 3,01 x 1023, Li = 6,02 x 1017
b) H2O = 6,02 x 1023, H2SO4 = 6,02 x 1022, Cl2 = 6,02 x 1018
13.- En un recipiente se tienen 1,41 x 1024 moléculas de agua. Indique: a) el número de moles
de agua. b) la masa total de agua. c) El número de átomos de oxígeno e hidrógeno
contenidos en el recipiente.
RTA: a) 2,39; b) 42,16; c) 1,41 x 1024 átomos oxígeno, 2,82 x 1024 átomos hidrógeno
14.- ¿Cuál es el peso de la siguiente mezcla: 0,150 átomos-gramo de mercurio, más 0,150 g de
mercurio, más 4,53 X 1022 átomos de mercurio?
RTA: 45,3 g
COMPOSICIÓN CENTESIMAL
15.- En las rocas ígneas los cuatro elementos más abundantes son oxígeno, silicio, aluminio y
sodio. Por cada 100 átomos de silicio hay 296 de oxígeno, 30,5 de aluminio y 12,4 de
sodio. Suponer que tenemos una roca ígnea formada solamente por estos átomos y en las
proporciones dichas. ¿Qué porcentaje en peso de la roca será de aluminio?
RTA: 9,51 %.
16.- Un óxido sólido, TiO2, se calienta en hidrógeno con el resultado de que pierde algo de
oxígeno. Si después de calentar 1,5980 g de TiO2 el peso se reduce a 1,4380, ¿cuál debe
ser la fórmula simplificada del producto?
RTA: Ti2O3
22
17.-
El tetraetilplomo tiene la fórmula molecular Pb(C2H5)4. ¿Cuántas moléculas de
Pb(C2H5)4 hay en 12,94 g?
RTA: 2,41 x1022 moléculas
18.- ¿Cuántos moles de Pb(C2H5)4 pueden formarse con 1,00 g de plomo?
RTA: 0,00483 moles
19.- ¿Cuántos átomos gramo de hidrógeno hay en 2,33 g de Pb(C2H5)4?
RTA: 0,144 átomos gramo
20.- Una muestra de miel contiene un 5% de sacarosa. La fórmula molecular de la sacarosa es
C12H22O11:
a) Calcular la composición porcentual de la sacarosa. b) La miel podría
tener distinta composición? c) Es la miel un elemento, un compuesto o una mezcla?
RTA: a) 42,11% C, 6,43 % H, 51,46 % O.
21.- Una sustancia dada muestra el siguiente análisis en peso: 57,1 % de carbono, 4,79 % de
hidrógeno y 38,1 % de azufre. Si 5,0 g de este material contiene 1,8 X 1022 moléculas,
¿cuál es la fórmula molecular de la sustancia?
RTA: C8H8S2
22.- Una mezcla de 1,65 x1021 moléculas de X y 1,85 x1021 moléculas de Y pesa 0,688 g. Si
el peso molecular de X es 42,0 uma, ¿cuál es el peso molecular de Y?
RTA: 187 uma
23.- Una muestra de un compuesto (PM-g = 78 g/mol) que contiene C e H, por combustión da
lugar a la formación de 5,4 g de agua y 26,4 g de CO2 de acuerdo con la siguiente
reacción química:
CXHY + O2
x CO2 + y/2 H2O
En base a los datos anteriores y usando la Tabla Periódica calcular:
a) Composición centesimal del compuesto. b) La fórmula mas sencilla. c) La fórmula
molecular. d) la masa y número de moles iniciales. e) los coeficientes x e y, balancear la
ecuación química.
RTA: a) 92,3 % C, 7,7 % H; b) CH; c) C6H6.
BALANCE DE ECUACIONES Y NOMENCLATURA
24.- a) Escriba el número de oxidación de cada átomo de las siguientes moléculas e iones:
HCN
HNO2
SO4=
SO2
NO2
CrO4K2
SO3
Cl2O
Cr2O7K2
HNO3
Cl2O3
MnO4K
K2O
Cl2O5
IO4Na
NO3Cl2O5
NaSO4
b) Balancear las siguientes ecuaciones químicas y escriba el nombre de cada compuesto:
a) Cu
+ O2
CuO
b) Zn
+ O2
ZnO
c) Al
+ O2
Al2O3
23
d) Cl2
e) S
f) N2
g) H2SO4
h) HNO2
I) HCL
+
+
+
+
+
+
H2
O2
O2
Al(OH)3
Zn(OH)2
NaOH
HCl
SO3
N2O3
Al2(SO4) 3
Zn(NO2) 2
NaCl
+ H2O
+ H2O
+ H2O
25.- Escribir las ecuaciones de formación balanceadas y la fórmula de los siguientes
compuestos:
a) Oxido férrico
b) Oxido de sodio
c) Monóxido de dicloro
d) anhídrido nitroso
e) Hidruro de bario
f) Hidruro de sodio
g) anhídrido sulfúrico
h) Bromuro de hidrógeno
i) Oxido cuproso
j) Sulfuro de hidrógeno
k) Anhídrido perclórico
l) Pentóxido de dibromo
26.- Completar, balancear y nombrar los compuestos en las siguientes ecuaciones:
a) Fe + ... Fe2O3
b) Pb (IV) + O2
.....
c) ...... + O2 N2O3
d) Br2 (V) + O2
......
27.- Dadas las siguientes reacciones: a) Indicar los nombres de los compuestos formados. b)
Escribir las correspondientes ecuaciones balanceadas. c) Clasificar los compuestos como
oxácidos, hidrácidos o hidróxidos.
Oxido de sodio + agua
....
Trióxido de dinitrógeno + agua .....
Oxido de aluminio + agua .....
Anhídrido sulfúrico + agua .....
28.- Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos y clasificarlos:
a) Ácido bromoso, b) Ácido iodhídrico, c) Hidróxido plúmbico, d) Hidróxido cúprico, e)
Ácido nítrico, f) Ácido sulfuroso, g) Hidróxido férrico, h) Ácido clorhídrico i) Ácido
brómico.
29.- Nombrar los siguientes compuestos:
H2SO4 ; HI (acuoso); Fe(OH)2 ; HNO2 ; Sn(OH)2 ; HF (acuoso); Au(OH)3 ; HClO; H3PO4
Cu(OH) 2
30.- En las siguientes reacciones, indicar los nombres de las sales neutras formadas. Escribir
las correspondientes ecuaciones balanceadas.
Ácido nitroso + hidróxido de sodio .....
Ácido sulfúrico + hidróxido de calcio .....
Ácido carbónico + hidróxido férrico .....
Ácido clorhídrico + hidróxido ferroso .....
31.- Escribir las fórmulas de las siguientes sales y sus ecuaciones de formación:
a) cloruro de hierro (III)
b) sulfuro cuproso
c) yoduro de aluminio
d) perclorato de potasio
24
32.- a) Escribir los nombres de las siguientes sales:
a) Ca(NO2) 2
b)Ag2SO3
d) CuBr2
e) Fe2(SO4) 3
g) LiBrO4
h) Mg(NO3) 2
j) CaCl2
c) Na2CO3
f) KNO3
i) FeS
b) Escribir la reacción de formación de las sales anteriores.
33.- a) Clasificar las siguientes sales como ácidas o básicas. b) Nombrarlas.
KHS; Al(OH)SO4; CaHPO4; NaHSO4; Mg(OH)Cl; KH2PO4.
QUIMICA ORGANICA
34.- Escriba las estructuras de todos los isómeros del (a) pentano y (b) del heptano. (c) Escriba
el nombre de cada estructura.
35.- Dé el nombre de los siguientes compuestos:
(a) CH3-CH(C2H5)-CH2-CH(CH3)2
(b) CH3-(CH2)6-CH3
(c) CH3(CH2)4-CH(CH(CH3)2)CH3
(d) CH3-C-(CH3)3
36.- Dibuje las estructuras y escriba el nombre de los ciclos de 3,4,5,6, y 7 carbonos.
37.- Dibuje todos los isómeros posibles del hexeno y dé sus nombres
38.- Dibuje las estructuras de: propano, propanol, propeno, propino, propanal, propanona,
ácido propanoico, anhídrido propiónico y propanoato de etilo.
39.- Dibuje las estructuras de: benceno, tolueno, anilina, nitrobenceno, 1,2,4-trinitrobenceno,
clorobenceno, meta-bromofenol, y para-hidroxifenol.
40.- Nombre los siguientes compuestos:
CH3
CH3
CH3
Cl
Cl
NH2
Cl
Cl
Cl
NH2
NH2
NO2
NO2
NO2
OH
CH3(CH2)2COOH
OH
HCOOH
CH3(CH2)CHOHCOOH
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