Download Guía Conceptual sobre reacciones químicas

GUÍA DE TRABAJO
Versión: 1
Código: DA-FO-431
ÁREA: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL (Química)
GRADO:_10°__
JORNADA: M - T
SEMESTRE: __I___
FECHA:_______________
TEMA: Reacciones químicas
TIPO DE GUÍA: Conceptual y Aplicación (Taller)
INDICADOR DE DESEMPEÑO: Realiza cálculos a partir de una ecuación química para comprobar la ley de la
conservación de la masa, determinando las relaciones cuantitativas que se establecen entre los reactantes y
los productos.
TIEMPO: 7 semanas
REACCIONES QUÍMICAS
Todos los fenómenos químicos se representan por medio de una reacción cuya representación es una
ecuación química, en la cual se incluyen los reactivos y los productos, separados por medio de una flecha
que significa produce.
En las ecuaciones químicas existen dos tipos de números: los coeficientes que se colocan antes de cada
fórmula, con el fin de igualar los átomos de cada especie en ambos términos en la ecuación (afecta a toda la
molécula).
Los subíndices que son los números colocados después de cada elemento en la fórmula y solo afectan el
elemento que lo precede, o si está colocado después de un paréntesis afecta a todos los elementos
contenidos en él.
3 Fe (OH)2
+
2H3PO4
Coeficientes
Fe3(PO4)2
+
6H2O
Subíndices
Como en las reacciones químicas la pequeña masa que se transforma en energía no es medible ni por la
balanza más exacta, se considera que se cumple la ley de la conservación de la masa y como consecuencia
inmediata la reacción debe ser balanceada.
En este capítulo se discuten los diferentes tipos de reacciones existentes y la forma de balancearlas.
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES
Las reacciones químicas se clasifican en dos grandes grupos que son: Reacciones de sustitución y
reacciones de óxido-reducción.
Una reacción de sustitución es aquella en la cual, dos compuestos intercambian elementos entre sí. Como
ejemplo de este tipo de reacciones está la neutralización entre un ácido y una base y la de precipitación,
que generalmente se presenta entre dos sales solubles para producir una sal soluble y otra insoluble que
precipita.
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN:
HCl +
NaOH
NaCl + H2O
REACCIÓN DE PRECIPITACIÓN:
NaCl
+ AgNO3
AgCl
+
NaNO3
Todas estas sales son solubles en agua menos el AgCl, que precipita, tal como lo indica la flecha. Algunos
compuestos insolubles en agua son: BaSO4, CaF2, PbCl2, ZnS, Ba(OH)2.
Si al mezclar dos compuestos solubles se puede formar uno insoluble, este se produce y precipita, por
ejemplo, el BaSO4 es una sal insoluble que se puede formar a partir de dos solubles BaCl2 y Na2SO4, BaCl2
y H2SO4, Ba(OH)2 y K2SO4, entre otros.
Las reacciones de óxido-reducción son aquellas en la cuales hay variación en los estados de oxidación
entre los reactivos y los productos de al menos elemento.
KClO3
KCl
+
O2
El estado de oxidación del cloro en el clorato de potasio es +5 y en el cloruro de potasio es de –1.
El estado de oxidación del oxígeno en el KClO3 es –2 y en su molécula O2, es cero. El potasio (K) conserva
su estado de oxidación.
Tanto las reacciones de sustitución como óxido reducción pueden presentar reacciones de combinación y
de descomposición.
Una reacción química de combinación se presenta cuando dos o más sustancias forman una nueva,
ejemplo:
H2
+
Cl2
2HCl
CaO
+
H2O
Ca(OH)2
Reacción de descomposición es aquella en la cual una sustancia se descompone en otras más sencillas,
ejemplo:
H2O2
2HCl
H2O
electrólisis
H2
+
+
O2
Cl2
Reacción
Endotérmica
CALOR
+
reactantes
productos
Reacción
Exotérmica
Reactantes
productos
+
CALOR
Otra forma de clasificar las reacciones químicas es en exotérmicas y endotérmicas, según que liberen o
absorban calor respectivamente. Como ejemplo para destacar entre las reacciones exotérmicas está el de
la combustión de los derivados del petróleo, como gasolina, kerosene, etc.
Entre las reacciones endotérmicas se encuentran las de descomposición de las sustancias por acción al
calor, como ocurre por ejemplo, en la obtención del oxígeno a partir del clorato de potasio:
2KClO3
+
calor
2KCl
+
3O2
BALANCE DE REACCIONES
a. Balance de ecuaciones de sustitución
Los elementos se deben balancear, utilizando solo coeficientes, en el siguiente orden:
1. Metales
2. No metales
3. Hidrógeno
4. Oxígeno
Balancear la siguiente ecuación:
H2SO4
+
Al(OH)3
AL2(SO4)3
+
H2O
+
2Al(OH)3
AL2(SO4)3
+
H2O
1. Balancear metales: (en este caso Al).
H2SO4
2. Balancear no metales; (en este caso S).
3H2SO4
+
2Al(OH)3
AL2(SO4)3
+
H2O
+
Al(OH)3
Al2(SO4)3
+
6H2O
3. Balancear hidrógeno y oxígeno:
3H2SO4
b. Balance de ecuaciones de oxidación - reducción
Oxidación es la pérdida de electrones.
Como los electrones son negativos, su pérdida ocasiona un aumento en el número de oxidación.
Reducción es la ganancia de electrones.
Durante la misma hay una disminución en el estado de oxidación, tal como se ilustra en el siguiente
diagrama:
(Por ganancia de electrones)
Dirección de la reducción
-4 –3 –2 –1 0 + 1 + 2 +3 + 4 +5 + 6 + 7
Dirección de la oxidación
(por pérdida de electrones)
Ejemplo 1
Averiguar qué elementos se oxidan y reducen en la siguiente reacción:
+1 -2
0
Ag2S + Zn
+1 -2
+
0
H2O
Ag
+1 -2
+ H2S
+2 -2+1
+
Zn(OH)2
Los números colocados encima de cada elemento representan su estado de oxidación.
Tal como puede observarse, varían la plata y el zinc.
Para que un átomo de plata pierda su estado de oxidación positivo +1, debe ganar una carga negativa, (un
electrón) lo que significa que la plata se reduce:
Ag+1
+
1 e-
Ag0
El zinc para adquirir carga positiva +2, debe perder dos electrones, o sea que el zinc se oxida:
Zn
Zn+2
2 e-
+
Sustancia reducida es la que contiene el elemento que se reduce, en este caso el Ag2S.
Sustancia oxidada es la que contiene el elemento que se oxida, en este caso es el Zn.
Agente oxidante es la sustancia que captura electrones, en este caso es el Ag2S.
Agente reductor es la sustancia que contiene el elemento que cede electrones, en este ejemplo es el Zn.
De lo anterior se concluye:
La sustancia oxidada cede electrones y por lo tanto es el agente reductor.
La sustancia reducida captura electrones de la otra sustancia y por lo tanto es el agente oxidante.
BALANCE DE ECUACIONES POR ÓXIDO – REDUCCIÓN
Para balancear ecuaciones de óxido-reducción el primer paso es averiguar los estados de oxidación de los
elementos involucrados en la reacción. Los números de oxidación se asignan de acuerdo a las siguientes
reglas:
1. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula neutra es cero y
es igual a la carga del ion en una especie iónica, ejemplo:
HCl: + 1 + (-1) = 0 ; Cr2O72 : 2(+ 6) + 7(-2) = -2
2. Los números de oxidación de elementos libres o de moléculas homonucleares es cero, ejemplos: Fe, Cu,
H2, Cl2, P4.
3. El estado de oxidación del oxígeno es –2 en sus compuestos, excepto en los peróxidos donde es –1, y
en el F2O que es +2.
4. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en sus compuestos, excepto en los Hidruros, donde es –1.
5. Los metales alcalinos y la plata tienen estado de oxidación de +1.
6. Los metales alcalinotérreos y el zinc tienen estado de oxidación +2.
El segundo paso es determinar qué elemento se oxida y cual se reduce y cuántos electrones cedieron o
ganaron por molécula, ejemplo: en la reacción:
+6
K2Cr2O7
+2
+
+3
FeSO4
+
H2SO4
+2
Fe2(SO4)3 +
CrSO4 +
K2SO4
A simple vista puede concluirse lo siguiente: el S siempre está como sulfato (SO 4), el oxígeno esta
combinado y no hay peróxidos y el K está combinado, luego esos elementos no cambian en su número de
oxidación.
El cromo ha disminuido su estado de oxidación de + 6 a + 2 luego ha ganado 4 electrones por átomo y 8 por
molécula, ya que el K2Cr2O7 posee 2 átomos de cromo.
El hierro aumenta su estado de oxidación de + 2 a + 3, luego ha cedido o perdido en electrón por átomo y
también un electrón por molécula ya que no existe sino un átomo de hierro en la fórmula. El planteamiento
anterior se representa así:
K2Cr2O7
4
8
+
FeSO4 +
1
1
H2SO4
Fe2(SO4)3
+
CrSO4
+
K2SO4
El primer número indica los electrones por átomo y el segundo los electrones por molécula. La flecha hacia
arriba indica electrones ganados y hacia abajo electrones perdidos.
ACTIVIDAD DE CLASE
EJERCICIOS Y PROBLEMAS
A cada una de las afirmaciones coloque una V si la afirmación es verdadera y una F si es falsa.
1.
(
) El oxígeno para formar óxidos debe reducirse.
2.
(
) No puede existir oxidación sin reducción.
3.
(
) El agente oxidante captura electrones.
4.
(
) El flúor por ser el elemento más electronegativo tiene varios estados de
oxidación.
5.
(
) El estado de oxidación de un ion simple es igual a la carga del ion.
APAREAMIENTO
6.
En la siguiente reacción:
H2 + Cl2
2HCL
Encuentre las parejas que se correlacionan:
a.
b.
c.
d.
7.
Sustancia oxidada.
Agente oxidante.
Cambio de electrones por átomo.
Cambio de electrones por molécula.
(1)
(2)
(3)
(4)
1
H2
2
Cl2
Dada la siguiente reacción:
C2H4 + Br2
C2H4Br2
Llene los espacios vacíos:
El agente oxidante es ____________ la sustancia oxidada es __________ el agente reductor es
___________ la sustancia que gana electrones es _____________.
COMPRENSIÓN Y DISCUSIÓN
8. Los números de oxidación pueden ser fracciones pero la valencia no.
9. Lo que se busca al balancear la ecuación por oxido reducción es que los electrones ganados igualen a
los perdidos.
10. Los radicales libres y los aniones tienen electrones desapareados.
11. La respiración es un proceso de óxido-reducción.
EJERCICIOS
12. Balancear las siguientes reacciones por el método de la oxidación-reducción y/o tanteo.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
KClO3 + Na2SnO2
KCl + Na2SnO3
P4O6 + Br2
P2Br4 + P4O10
H3PO3
H3PO4
KNO3 + S
SO2 + K2O + NO
KMnO4 + H2SO4 + H2S
K2SO4 + MnSO4 + H2O
FeSO4 + HBrO + HCl
FeCl3 + FeBr3 + Fe2(SO4)3
13. Balancear las siguientes reacciones por el método de óxido-reducción en medio ácido, o básico según
se especifica.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
As2S3 + NO3S2O32ClO3- + ClH TeO4- + IBrO3- + HSeO3P2S3 + IO3-
HSO4- + As2O5 + NO2 (ácido)
S + SO42- (ácido)
Cl2
(ácido)
Te + IO3(ácido)
2Br2 + SeO4
(básico)
HPO42- + S + I(básico)
14. Balancear las siguientes reacciones por el método de óxido-reducción en medio ácido o básico según se
especifica.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
FeO42SeO32- + Ni(OH)3
PO33- + IOHCN + ClO3CrO2- + ClOH2PO2 + CNO-
Fe3+ + O2
(ácido)
Ni(OH)2 + SeO42- (ácido)
I- + HPO42- (ácido)
Cl- + CNO- (básico)
CrO42- + Cl- (básico)
CN- + HPO32- (básico)
15. Balancear las siguientes reacciones por el método del ion-electrón.
a.
b.
c.
d.
e.
Sb2S3 + HClO3
HPO42- + BrOHCN + IO3FeO42- +
NO2
HSbO42- + S + ClBr- + HPO32I + CNOFe3+ + O2
NO + NO3-
(básico)
(ácido)
(básico)
(ácido)
(básico)
FÓRMULAS QUÍMICAS
Todos los compuestos que participan en las reacciones y procesos químicos, se representan por medio de
las fórmulas químicas, siendo éstas, por lo tanto, una herramienta de gran utilidad no solo para escribir las
reacciones, sino para analizar y entender muchas propiedades de las sustancias.
Las fórmulas químicas se determinan experimentalmente empleando procesos conocidos como análisis
elemental cualitativo y cuantitativo; en ellos una sustancia desconocida se somete a un conjunto de pruebas
para determinar, no solo la naturaleza de los átomos que constituyen la molécula, sino la cantidad que de
ellos existe en una masa determinada del compuesto.
En este capítulo se estudiarán, no solo las fórmulas químicas y su significado, sino las unidades de masa o
de peso más usadas en los cálculos químicos.
UNIDADES QUÍMICAS DE PESO
Las unidades químicas de peso son necesarias para establecer la fórmula química de un compuesto.
Las unidades de peso se pueden clasificar en macroscópicas, utilizadas para determinar el peso de
cantidades relativamente grandes de una sustancia.
Son ejemplo de ellas, el miligramo, el gramo, el kilogramo, la libra, la tonelada, etc. y microscópicas,
utilizadas para establecer el peso de cantidades tan pequeñas de una sustancia como el átomo o la
molécula.
La unidad microscópica fundamental se llama unidad de masa atómica, u.m.a, la cual para propósitos
prácticos se puede considerar igual a la masa de un protón ó de un neutrón; por ejemplo, el 6C12 tiene 6
protones y 6 neutrones, luego la masa de un átomo de carbono es 12 u.m.a.
Las unidades químicas de peso se han establecido, tanto para elementos, como para compuestos. Para
elementos se definen el peso atómico y el átomo-gramo y para compuestos el peso molecular y la moléculagramo o mol.
1.
Peso atómico:
Por definición es el peso de un átomo de un elemento. Debido a que los átomos son tan diminutos, aún
no visibles por ningún microscopio, sus pesos en gramos son muy pequeños, del orden de 10 –24 gr. Para
obviar estos valores, se ha establecido la unidad de masa atómica, u.m.a., que es igual a la masa de un
protón o de un neutrón. Por ejemplo, el peso atómico del azufre es 32 u.m.a., lo que quiere decir que un
átomo de este elemento tiene 32 partículas entre protones y neutrones.
En todas las unidades de medidas existen patrones de comparación a los cuales se les asigna un
valor. Para establecer la escala de peso atómicos, a un elemento se le asigna un valor, en unidades
de masa atómica, igual a su número de masa.
Así, por ejemplo, han existido como patrones el hidrógeno (1 u.m.a.), oxígeno (16 u.m.a.) y actualmente al
isótopo del carbono de número de masa 12, se le asignó una masa atómica de 12 u.m.a. y todas las masas
atómicas se establecen con relación a este isótopo del carbón.
La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo 12 del
carbón.
El peso atómico, que aparece en la tabla periódica, es un promedio del peso de todos los isótopos del
elemento, establecidos por el espectrógrafo de masas, teniendo en cuenta además la abundancia relativa de
ellos en la naturaleza.
El término masa atómica se prefiere para designar la masa de un isótopo y peso atómico para la masa
promedio de los distintos isótopos de un elemento.
Número atómico: número de protones en el núcleo de un átomo.
Número de masa: número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo.
Ejemplo 1
Determine el peso atómico promedio del cloro si tiene dos isótopos cuyas masas atómicas son 35 y 37
u.m.a. Sus abundancias relativas son 77,5 % y 22,5% respectivamente.
Solución
Reemplazando en la ecuación (1) tenemos:
_
77.5 x 35
22.5 x 37
A = --------------- + ----------------- = 35.45 u.m.a.
100
Donde:
_
A = Es el promedio de la composición porcentual en abundancia del elemento.
Como ya se estableció, el valor de una u.m.a. es tan pequeña que se hizo necesario establecer una unidad
de peso mayor, el átomo-gramo.
2.
Átomo – gramo
Es una unidad de peso en química que se define como la cantidad del elemento cuyo peso en gramos es
numéricamente igual al peso atómico promedio.
Por ejemplo, como el peso atómico promedio del carbono es 12.01 u.m.a, un átomo-gramo de carbono son
12.01 gramos de este elemento.
Un átomo-gramo de cualquier elemento está constituido o agrupa el número de Avogadro de átomos
individuales, como lo determinó este gran científico en sus experimentos y por lo tanto, se puede establecer
la relación:
_
1 at – g = A (g) = 6.02 x 1023 átomos
(2)
Ejemplo: El peso atómico promedio del Fe es 55,85 u.m.a., por lo tanto, un átomo gramo de hierro serán
55,85 g. y contienen 6,02 x 1023 átomos.
A partir de la relación (2) se puede establecer el número de átomos-gramo, n, contenido en un peso en
gramos, W, de un elemento.
N at - g = W g
_
1 at – g = A g
(3)
(4)
Dividiendo la ecuación (3) por la (4) resulta:
W
n = _---A
(5)
Donde A está dado en g/at g, w en g y por consiguiente n tendrá como unidades at g.
Ejemplo 2
Calcule el número de átomos-gramo contenidos en 4 g de oxígeno, si su peso atómico es 16 u.m.a.
Solución:
Como se estableció,
n = W/A
Reemplazando
4g
n = -------------------- = 0.25 at – g
16 g/at – g
También de la relación (2) se puede establecer el número de átomos (x) contenidos en el número de
átomos-gramo (n) del elemento, así:
1 at – g = 6.02 x 1023 at = # de Avogadro
(6)
n at – g = X at
(7)
Dividiendo la ecuación (7) por la (6) resulta:
X = n Na
(8)
Donde X tiene por unidades átomos, n at g y Na átomos/at g
3. Peso Molecular
Es por definición el peso de una molécula y equivale a la suma de los pesos atómicos de todos los átomos
que la forman.
Como ya se estableció, la molécula de un compuesto está formado por átomos que se combinan en una
relación definida, que se resume en una expresión llamada fórmula química de la sustancia; por ejemplo, el
ácido sulfúrico tiene fórmula H2SO4 e indica, que una molécula del ácido está formada por dos átomos de
hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. Estos números, situados después del átomo se
llaman subíndices y son invariables.
Ejemplo 4
Determine el peso molecular del sulfato férrico, Fe2 (SO4)3, si los pesos atómicos son Fe = u.m.a, S = 32
u.m.a y O = 16 u.m.a.
Solución:
Contribución al peso molecular del
Contribución al peso molecular del
Contribución al peso molecular del
Fe = 56 x 2 = 112 u.m.a
S = 32 x 3 = 96 u.m.a
O = 16 x 12 = 192 u.m.a
Sumando: peso molecular M = 400 u.m.a
Observe que el subíndice 3 de la formula afecta tanto al azufre como el oxígeno.
4.
Moléculas – gramo o mol
La mol o mol-gramo de un compuesto se define como la cantidad de compuesto cuyo peso, en gramos, es
numéricamente igual al peso molecular, está constituida por el número de Avogadro de moléculas; por
consiguiente se puede establecer la relación:
1 mol = M (g) = 6.02 x 1023 moléculas = Na
(9)
La relación (9) se puede emplear para determinar la fórmula que relacione los gramos, W, de un compuesto
y las moles que contiene, n.
1 mol = M (g)
(10)
n mol = W g
(11)
Dividiendo la ecuación 11 por la 10
W
n = ------M
(12)
Las unidades de n son mol, las de W son g y de M g/mol.
Ejemplo 5
Determine las moles NaOH contenidas en 20 gramos si los pesos atómicos son:
Na = 23 u.m.a
O = 16 u.m.a
H = 1 u.m.a
Solución:
El peso molecular del NaOH.
Contribución
Na = 23 x 1 = 23 u.m.a
Contribución de O = 16 x 1 = 16 u.m.a
Contribución de H = 1 x 1 = 1 u.m.a
Sumando
_
M = 40 u.m.a
De la ecuación 12
W
20 g
N = ------- = -------------- = 0.5 mol
M
40 g/mol
De la relación 9 también se puede deducir una fórmula que relacione el número de moles, n, con el número
de moléculas, y
1 mol = 6.02 x 1023 moléculas = Na
n mol = y moléculas
(13)
(14)
Dividiendo la ecuación 14 por la 13
y = n Na
(15)
Donde las unidades de y son moléculas, la de n moles y de Na moléculas/mol.
FÓRMULAS QUÍMICAS
Por el análisis cuantitativo de una sustancia se determina la cantidad en gramos de cada elemento, presente
en una masa del compuesto. Lo anterior constituye el primer paso en el establecimiento de la fórmula
química de la sustancia; pues con estos gramos se puede determinar la composición porcentual de cada
elemento mediante la ecuación 16.
Wx
% X = ------------- x 100
W compto
(16)
Donde % X: es el porcentaje en peso del elemento X en el compuesto.
Wx: gramos del elemento X contenidos en el compuesto.
W: compuesto = gramos del compuesto.
La composición porcentual indica los gramos del elemento contenidos en 100 gramos del
compuesto.
Ejemplo 6
Determine la composición porcentual de un compuesto si 50 gramos de él contienen, 14 g de Fe, 12 g de S y
24 g de O
Solución:
Aplicando la ecuación 16.
14
%Fe = ----- x 100 = 28 %
50
%S
12
= ----- x 100 = 24 %
50
24
%O = ------ x 100 = 48 %
50
Existen varios tipos de fórmulas, que se pueden clasificar en dos grupos. En el primero se tienen las
fórmulas que se pueden determinar por medio de un análisis elemental cuantitativo, son la empírica o
mínima y la fórmula molecular.
En el segundo grupo se tienen las fórmulas que se establecen teóricamente, a partir de la molecular, son la
fórmula estructural y la electrónica. Cada fórmula presenta características definidas y proporciona una
información específica respecto al compuesto.
a.
Fórmula empírica o mínima
Es la más sencilla de todas las fórmulas, solo da información sobre el tipo de átomos que forman la molécula
y la relación mínima en la cual se combinan dichos átomos. Esta fórmula no siempre establece cual es la
sustancia, pues puede corresponder a varias, por ejemplo, el benceno C6H6 y el acetileno C2H2, tienen la
misma fórmula empírica, CH, que indica que las moléculas están formadas por C y H en relación (1:1).
El peso de la fórmula empírica se llama peso mínimo.
La fórmula empírica se puede establecer a partir de los datos suministrados por el análisis cuantitativo, en
términos de porcentaje en peso de ellos, lo que equivale a los gramos de un elemento presentes en 100
gramos del compuesto.
La determinación de la fórmula mínima se logra transformando la relación en gramos de los elementos, a
relación en átomos-gramos y ésta a su vez se expresa en una relación de números enteros, lo más pequeño
posibles, dividiéndola o multiplicándola por factores adecuados. Estos números enteros son los subíndices
de la fórmula común mínima.
Ejemplo 7
La composición porcentual de una sustancia es C = 40 %, H = 6.66 % y O = 53.34 %. Determine su fórmula
empírica si los pesos atómicos son:
C = 12 u.m.a
O = 16 u.m.a
H = 1 u.m.a
Solución:
Como la composición porcentual indica los gramos de cada elemento en 100 gramos del compuesto se
tiene:
WC = 40 g
WH = 6.66 g
WO = 53.34 g
Los átomos-gramo serán:
WC
40 g
nC = ---_---- = ---------------- = 3.33 at-g de C
A
12 g / at-g
WH
6.66 gr
nH =---_----- = ---------------- = 6.66 at-g de H
A
1 g / at-g
WO
nO =
A
53.34 g
---_------ = --------------- = 3.33 at-g de O
16 g / at-g
Para buscar números enteros se puede dividir los resultados obtenidos por el menor.
3.33
Para el C = -------- = 1
3.33
6.66
Para el H = -------- = 2
3.33
3.33
Para el O = -------- = 1
3.33
Estos números enteros son los subíndices de la fórmula mínima o sea CH2O.
b.
Fórmula molecular
Es más informativa respecto al compuesto, pues suministra no solo la información de la fórmula empírica,
sino también el número real de átomos de cada especie que constituye la molécula. La fórmula molecular es
un múltiplo de la empírica, o sea, se obtiene al multiplicar la fórmula mínima por un número entero, que
resulta de dividir el peso molecular por el peso de la fórmula mínima. Es importante anotar, que el peso
molecular de una sustancia se determina experimentalmente.
Ejemplo 8
La glucosa tiene por fórmula mínima CH2O y su peso molecular, determinado experimentalmente, es 180
u.m.a. Cuál es su fórmula molecular.
Solución:
El peso de la fórmula mínima es:
Contribución del C: 12 X 1 = 12 u.m.a
Contribución del H: 1 x 2 = 2 u.m.a
Contribución del O: 16 x 1 = 16 u.m.a
Sumando: peso mínimo = 30 u.m.a
El número entero será =
Peso molecular
---------------------Peso mínimo
180
--------- = 6
30
La fórmula molecular es 6 x CH2O = C6H12O6
c.
Fórmula estructural y fórmula electrónica química
Son muy completas y proporcionan la mayor información sobre una sustancia, ya que además de la
suministrada por la fórmula molecular proporcionan detalles químicos fundamentales, como por ejemplo: el
tipo de enlaces entre los átomos y su distribución en la molécula; lo que permite enc0ntrar en muchos casos
la geometría o forma molecular, la polaridad y las fuerzas de interacción entre las moléculas.
Ambas fórmulas se establecen teóricamente a partir de la fórmula molecular. En el capítulo de enlace
químico se hará una discusión más amplia de ellas.
RELACIONES ELEMENTO – COMPUESTO
En la fórmula molecular de un compuesto los subíndices indican dos tipos de relaciones elementocompuesto:
En una molécula existen tantos átomos de cada elemento como valor numérico tiene el respectivo subíndice.
Por ejemplo, el ácido sulfúrico H2SO4, una molécula está formada por 2 átomos de H, 1 átomo de S y 4
átomos de O.
En una molécula-gramo (mol) existen tantos átomos-gramo de cada elemento como valor numérico tiene su
respectivo subíndice. Así en una mol de H2SO4 existen 2 at-g de H, 1 at-g de S y 4 at-g de O.
Ejemplo 9
Determine el número de at-g de Al, los gramos de S y los átomos de O contenidos en 3.42 g de sulfato de
aluminio Al2(SO4)3, si los pesos atómicos son Al = 27 u.m.a ,
S = 32 u.m.a y O = 16 u.m.a
Solución
A partir del peso molecular-gramo se debe calcular el número de moles.
El peso molecular es:
Contribución del
Al = 27 x 2 = 54 u.m.a
Contribución del
S = 32 x 3 = 96 u.m.a
Contribución del
O = 16 x 12 = 192 u.m.a
Sumando resulta el peso molecular M = 342 u.m.a
Los moles son:
W
3.42 g
n = ----- = -------- = ----------------- = 0.01 mol
M
3.42 g/mol
Por lo tanto
2 at-g
At-g de Al = ------------X 0.01 mol = 0.02 at-g
mol
96 g de S
G de S = ---------------- X 0.01 mol = 0.96 g
mol
12 at-g
átomos
Átomos de O = ------------- X 0.01 mol x 6.02 x 10 23 ----------mol
at-g
= 7,224 x 1022 átomos
ACTIVIDAD DE CLASE
VERDADERO O FALSO
Coloque dentro del paréntesis una V si el enunciado es verdadero o una F si es falso.
1.
(
) Si al 6C12 se le asigna un peso atómico de 24 u.m.a el peso atómico del oxígeno seria de 32 u.m.a.
2. ( ) Los isótopos neutros de un elemento son átomos con diferentes peso atómico de sus isótopos,
teniendo en cuenta su abundancia relativa.
2.
(
) El peso atómico real de un átomo es el promedio del atómico de sus isótopos, teniendo en cuenta
su abundancia relativa.
3.
(
) El número de Avogadro es una unidad de masa.
4.
(
) El valor en gramos de la u.m.a es igual para todos los átomos.
6.
(
) El peso de 6.02 x 1023
7.
(
) 6.02 x 1022 átomos de hidrógeno son 0.1 at-gr de este elemento y pesan 0.1 gramo.
8.
(
) La fórmula molecular es la fórmula simplificada de un compuesto.
9.
(
) 2 moles de agua, H2O, contiene 4 átomos de hidrógeno y también 2 átomos de oxígeno.
10. (
) 0.1 moles de agua contienen 0.2 at-g de hidrógeno y 0.1 at-g de oxígeno.
SELECCIÓN MÚLTIPLE
Señale la afirmación correcta.
12.
0.2 at-g de Cu es lo mismo que
a.
c.
e.
13.
b.
d.
(
(
) 3.01 x 1022
) 1.204 x 1023
(
(
(
) 0.3 at-g
) 0.48 g
) 0.6 at-g.
b.
d.
(
(
) 1.806 x 1023 átomos
) 1.806 x 1023 moléculas
Señale la afirmación falsa. En 0.64 gramos de CaCr2O7 existen:
a.
b.
c.
d.
e.
15.
) 0.2 g
) 3.18 g
) 0.1 moles
0.3 moles de oxígeno, O2, es lo mismo que
a.
c.
e.
14.
(
(
(
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
2.5 x 10-3 at-g de Ca
5 x 10-3 at-g de Cr
1.75 x 10-2 at-g de O
1.505 x 1021 átomos de Ca
1.505 x 1021 átomos de Cr
Señale la afirmación falsa. La fórmula
a.
b.
c.
d.
e.
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
empírica es un submúltiplo de la molecular.
estructural se determina a partir de la molecular.
electrónica se determina a partir de la estructural.
molecular se determina a partir de la empírica.
estructural es igual a la electrónica.
APAREAMIENTO
16.
A cada literal de la izquierda corresponde un numeral de la derecha. Encuentre las parejas que se
correlacionan.
a.
b.
c.
d.
e.
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
0.1 moles de oxígeno
1.6 gramos de oxígeno
0.5 at-g de oxígeno
peso de un átomo de oxígeno
peso de una molécula de oxígeno
1.
2.
3.
4.
5.
32 u.m.a
16 g
32 g
3.01 x 10 23
6.02 x 1022 átomos
f.
g.
h.
i.
j.
17.
) moléculas de oxígeno en 0.5 mol
) átomos de oxígeno en 1.8 g de H2O
) moléculas de oxígeno en 4.5 g de H2O
) peso de una mol de oxígeno
) peso de 1 at-g de oxígeno.
6. 3.01 x 1023 moléculas
7. 16 u.m.a
8. 3.2 g
9. 0.1 at-g
10. 1.505 x 1023 moléculas
Encuentre las parejas que se correlacionan en base a 96 gramos de ozono, O3.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
18.
(
(
(
(
(
(
(
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
)
)
moles de O3
moléculas de O3
at-gr de oxígeno
átomos de oxígeno
gramos de oxígeno
moléculas de oxígeno
moles de oxígeno
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
96
3.612 x 1024
3
1.806 1024
1.204 x 1024
2
6
Con base en 7.9 gramos de sulfato de calcio decahidratado CaSO4 · 10H2O, encuentre las parejas
que se correlacionan.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
i.
j.
(
(
(
(
(
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
)
)
)
)
)
at-gr de Ca.
at-gr de O.
at-gr de H
átomos de S
átomos de O
átomos de H
moléculas de H2O
moles ce CaSO4
moléculas de oxígeno, O2
moles de oxígeno
1. 0.025 mol
2. 2.107 x 1023 átomos
3. 0.025 at-g
4. 3.01 x 1023 átomos
5. 0.35 at-g
6. 1.0535 x 1023 moléculas
7. o.5 at-g
8. 1.505 x 1023 moléculas
9. 0.175 mol.
10. 1.505 x 1022 átomos
COMPLETACIÓN
19. Los pesos atómicos se obtienen con base en el isótopo 6C12, sin embargo, el peso atómico promedio
del C es 12.011 debido a
_______________________________________________________________________________________
_________________________________
20. 3.01 x 1023 átomos de oxígeno están contenidos en ____________ gramos de Al(NO3)3 __________
moles de Ca (OH)2 y ___________moléculas de C12H22O11
21.
0.05 at-g de S se combina con Ca y O para formar el CaS2O3 con
a.
b.
c.
d.
e.
_________
_________
_________
_________
_________
at-g de Ca.
at-g de O.
moléculas de O2.
átomos de O.
moles de O2.
22. La composición porcentual de una sustancia, formada por carbono, hidrógeno y oxígeno es: C =
34.615%, H = 3.846%, 0 = _________%. La fórmula empírica de la sustancia debe ser__________ y si su
peso molecular es 104 u.m.a su fórmula debe ser: ___________.
COMPRENSIÓN Y DISCUSIÓN
23.
Demuestre que el peso en gramos de 1 u.m.a es 1.66 x 10-24 g
24.
Demuestre que el peso en gramos de 1 átomo de Ca es 6,64 x 10-24 gramos.
25. Un elemento cuyo peso atómico promedio es 15.3 de u.m.a tiene dos isótopos cuyos pesos atómicos
son 14 y 16 u.m.a Calcule la abundancia relativa de cada isótopo en la naturaleza.
26. La fórmula general del sulfato de sodio hidratado es Na2SO4 · XH2O. Si 161 gramos de él contienen 40
gramos de H2O, determine el valor de X.
27. Un compuesto está formado por dos elementos A y B, cuyos peso atómicos son 53.33 y 120 u.m.a
respectivamente. Si el peso molecular del compuesto es 400 u.m.a y A representa el 40% de él; cuál es la
fórmula molecular.
PROBLEMAS
28.
El peso de 0.3 at-g de un elemento es X es 27 g. Determine su peso atómico.
29. Si 3.01 x 1022 moléculas de un compuesto pesan 9 gramos, determine las moles presentes y el peso
molecular del compuesto.
30. Si 32 gramos de oxígeno se combinan con 14 gramos de un elemento X y forman un compuesto XO2.
Determine el peso atómico de X.
31.
Determine la fórmula empírica del compuesto que corresponde a cada composición porcentual.
a. 52.94% Al y 47,06% de O
b. 21.59% de Na , 33,33% de Cl y el resto de oxígeno.
c. 42,30% de C , 3.5% de H, 16,5 % de N y el resto de oxígeno.
32. Si un compuesto tiene como fórmula empírica CH y 2.5 x 10-3 moles de él pesan 0.195 gramos,
determine su fórmula molecular.
33. A partir de 4.4 gramos de un compuesto formado por C, H y O se pueden obtener 8.8 g, de CO 2 y 3.6 g
de H2O. Si el peso molecular del compuesto es 88 u.m.a. Determine su fórmula molecular.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. REACTIVO LÍMITE
La parte de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en
una reacción se llama estequiometría. La palabra estequiometría deriva de dos palabras griegas: stoicheion,
que significa elemento, y metron que significa medida.
La cantidad de reactivos y productos que participan en una reacción química se puede expresar en unidades
de masa, de volumen o de cantidad de sustancia. Sin embargo, para hacer cálculos en una reacción química
es más conveniente utilizar la cantidad de sustancia.
Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear la ecuación química, nos permiten conocer la
cantidad de productos a partir de cierta cantidad de reactivos, o viceversa. Para poder trabajar con la
ecuación química, definimos las relaciones estequiométricas o factores de conversión que expresan un
parámetro constante y universal para cada par de participantes en la reacción. Estas relaciones se obtienen
a partir de la ecuación química balanceada y se fundamentan, lógicamente, en la ley de las proporciones
definidas.
Ejemplo 4.10. Eliminación del CO2 en naves espaciales
Una forma de eliminar el CO2 del aire de una nave espacial consiste en hacer reaccionar dicho gas con
NaOH:
CO2(g) + NaOH(s) → Na2CO3(s) + H2O
Se estima que en 24 horas, un astronauta exhala aproximadamente 1000 g de CO2. ¿Cuántos kilogramos de
NaOH se requieren para eliminar el CO2 exhalado por el astronauta? ¿Cuántos kg de Na2CO3 se producen
en el proceso?
Ecuación química balanceada:
CO2(g) + 2 NaOH(s) →
1 mol
2mol
44.0 g
2(40.0 g)
Na2CO3(s) + H2O
1 mol
1 mol
106 g
18 g
Relaciones estequiométricas en masa
Relaciones estequiométricas en mol
Ejemplo 4.11.
Un elemento X forma un yoduro XI3 y un cloruro XCl3. El yoduro se convierte en cloruro cuando se calienta
en una corriente de cloro:
XI3 + Cl2 → XCl3 + I2
0.500 g de XI3 producen 0.236 g de XCl3. ¿Cuál es la masa molar de X?
2 XI3 + 3 Cl2
2 mol 3 mol
→
Masa molar de XI3 = (x + 381) g/mol
Masa molar de XCl3 = (x + 106.5) g/mol
De acuerdo con la ecuación química balanceada:
Es decir:
2 XCl3 + 3 I2
2 mol
3 mol
Reactivo límite
Cuando en la realidad se llevan a cabo reacciones químicas, es normal que los reactivos no se encuentran
en cantidades estequiométricas, es decir, en las proporciones exactas que indican los coeficientes
estequiométricos de la ecuación química balanceada. Usualmente, uno o varios de los reactivos están en
mayor cantidad de la que se requiere, por lo que, al finalizar la reacción, quedará un remanente de esos
reactivos.
El reactivo límite o limitante es aquel reactivo que en una reacción química se consume en primera medida,
determinando la cantidad de producto o de productos obtenidos. La reacción depende del reactivo limitante,
ya que según la ley de las proporciones definidas, los demás reactivos no reaccionarán cuando uno se haya
consumido.
Ejemplo 4.12
Considerar la siguiente reacción:
MnO2 (s) + 4 HCl (ac) → MnCl2 (ac) + Cl2 (g) + 2 H2O (l)
Al inicio se ponen a reaccionar 4.5 g de MnO2 con 4.0 g de HCl. ¿Cuántos gramos de Cl2 se obtienen?
Calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.
En adelante se usará el método de relaciones estequiométricas, expresadas en mol, para todos los
cálculos estequiométricos.
MnO2 (s) + 4 HCl (ac)
1 mol
4 mol
→
MnCl2 (ac) + Cl2 (g) + 2 H2O (l)
1 mol
1 mol
2 mol
Para determinar cuál es el reactivo límite, se dividen las mol de cada reactivo entre el respectivo coeficiente
estequiométrico. El menor valor obtenido para este cociente corresponde al reactivo límite:
Todos los cálculos estequiométricos deben hacerse tomando como referencia al reactivo límite:
Pureza de reactivos y productos
Las sustancias y reactivos químicos producidos por la industria química pueden contener una cierta cantidad
de impurezas, tales como metales pesados, inertes y otros. Cuando se realizan cálculos estequiométricos
es necesario tener en cuenta el porcentaje de pureza de estos reactivos.
Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.0 g de cobre
con pureza del 80% significa que 48 g de cobre corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas
inertes.
Ejemplo 4.13. Cal viva
Una piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 92%. ¿Cuántos gramos de cal viva (CaO) se obtendrán
por descomposición térmica de 200 g de la misma?
CaCO3 (s)
1 mol
→
CaO (s) + CO2(g)
1 mol
1 mol
Significa que en los 200 g de caliza hay exactamente 184 g de CaCO3 puro. Con este dato se realizan los
cálculos estequiométricos.
Ejemplo 2.
Se ponen a reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con un exceso de HNO3 y se obtienen 36.0 g de
H2O según la reacción indicada abajo. Calcular la pureza de la muestra de Cu utilizada y el número de moles
de NO formados.
3 Cu (s) + 8 HNO3 (ac)
3 mol
8 mol
→
3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
3 mol
2 mol
4 mol
RENDIMIENTO QUÍMICO
En general, cuando se produce una reacción química se obtienen menores cantidades de producto de las
que cabría esperar teóricamente por la estequiometría de la reacción.
Los motivos son diversos, como pueden ser:

La reacción se produce en condiciones inadecuadas.

Se pierde algo de la sustancia al manipularla.

Existen reacciones alternativas o secundarias que dan lugar a productos no deseados.
Además, hay muchos casos en los que la conversión de reactivos en productos no es total por razones
energéticas, independientemente de que se den las circunstancias anteriores.
Cuando dos elementos o compuestos reaccionan químicamente entre sí para formar productos, muchas
veces la reacción no es completa, es decir, los reactivos no se consumen totalmente, o no toda la cantidad
de reactivo limitante reacciona para formar producto.
Se le llama rendimiento químico a la relación entre la cantidad de producto obtenido realmente en la
reacción y la cantidad máxima de producto que se podría haber obtenido si los reactivos se hubieran
consumido completamente.
Rendimiento teórico
Se le llama rendimiento teórico de una reacción a la cantidad de producto que se formaría si los reactivos se
consumieran completamente. El rendimiento real de una reacción siempre será igual o menor que el
rendimiento teórico.
Esto se debe a que muchas veces los reactivos no reaccionan completamente, además de que algunas
veces surgen reacciones colaterales, que no llevan a la formación del producto deseado, y que es difícil
recolectar el 100 % del producto formado.
Los cálculos se deben realizar en base a una ecuación química balanceada, es decir, que tenga los
correspondientes coeficientes estequiométricos colocados, con el fin de cumplir con la ley de conservación
de la materia. De esta manera, debe haber la misma cantidad de átomos en los reactivos y en los productos.
Pongamos por ejemplo la siguiente reacción:
Si colocamos 6,8 g de H2S, con SO2 en exceso, y se producen 8,2 gramos de azufre ¿cuál es el rendimiento
de la reacción?
(Pesos Atómicos: Hidrógeno = 1.008, Azufre = 32.06, Oxígeno = 16.00).
En la ecuación podemos observar que dos moles de H2S reaccionan con un mol de SO2 para formar tres
moles de azufre y dos moles de agua así que lo primero es pasar los gramos a número de moles. Para
calcular cuántos gramos por mol pesa cada compuesto, sólo debemos sumar los pesos atómicos de los
átomos que lo componen.
H2S = 1,008 + 1,008 + 32,06=34,076 gramos por mol.
S =32,06 gramos por mol
Para pasar los gramos a moles:
H2S= 6,8 gramos / 34,076 gramos por mol= 0,199 moles.
S =8,2 gramos/ 32,06 gramos por mol= 0,255 moles
Si observamos la ecuación balanceada tenemos que el rendimiento teórico sería el siguiente:
Si 2 moles de H2S reaccionan (con exceso de SO2 ) para dar 3 moles de S, entonces, por regla de tres,
0,199 moles de H2S deberían producir : 0,199 x3 dividido 2 =0,298 moles de S.
En el rendimiento real de la reacción se obtienen 0,255 moles de S, por lo tanto el rendimiento de la reacción
es:
0,255/0,298 x 100=85,5%
BIBLIOGRAFIA
CHANG, Raymond. Química. 4a ed. México: McGraw Hill, 1997.
Texto Guía: BROWN, T.; LeMay, H.; Bursten, B. Química: La Ciencia Central. 5a ed. México:
Prentice Hall, 1993.
GARCÍA, Arcesio y otros. Química General. 2a ed. Medellín: CIB, 1980 .
AUBAD L., Aquilino y otros. Hacia la Química 1. 1ª ed. Bogotá: Grupo Editorial Andino, 1983.
480p.
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/rendimiento-quimico
http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1168/html/5_rendimiento_de_la_reaccin.
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