Segunda edición – 2012 Derechos reservados. Prohibida su reproducción Impresión Serie Nuestros valores No. 35 IEPI: 030640 ISBN: 978-9942-02-270-7 Guayaquil-Ecuador
Autoridades de la ESPOL Rector Vicerrector General Director ICQA Sub-Director ICQA
Ph. D. Moisés Tacle Ing. Armando Altamirano Dr. David Matamoros, Ph. D Dr. Fernando Morante, Ph. D
COMITÉ EDITORIAL Autora: Ing. Olga González Sánchez; MSc. Ciencias de la Ingeniería Química Diseño Gráfico: Tcnlg. Martha Ortega Romero
Prólogo 2da Edición
La segunda edición de este libro mantiene el objetivo y su estructura no ha sufrido cambios, sólo correcciones para mejorar la calidad del mismo. Sobre temas relacionados con la transformación de la materia, formulación y nomenclatura de los compuestos y estequiometría se proponen nuevos ejercicios, cuyo tratamiento y solución demanda de los estudiantes mayor atención. La sugerencia de agregar más ejercicios a ciertos capítulos partió de los estudiantes que cursan estudios de química antes de ingresar a las universidades, para apuntalar los conocimientos que tienen sobre los principios que rigen la química y ensayar estrategias para la solución de problemas. Por otro lado, los contenidos tratados en esta obra forman parte de los requisitos exigidos en el pensum académico de las carreras de ingeniería y la aplicación práctica les ayudará a desarrollar una habilidad general para resolver problemas
Prólogo 1era Edición El conocimiento de la química requiere de conceptos fundamentales, así como de las leyes básicas que nos conduzcan al entendimiento de la materia en cuanto a su organización y a los cambios que en ella ocurren. La tierra es un mundo material, cuya dinámica se observa a diario en los procesos naturales que ocurren en el medio que nos rodea y en aquellos procesos industriales que producen la gran diversidad de sustancias, muchas de ellas causantes de un fuerte impacto en el medio ambiente. La comprensión de los fenómenos que ocurren en la interacción de las sustancias es posible si se dispone de un profundo conocimiento de las ciencias químicas. El presente libro ofrece a los estudiantes de los últimos años de educación secundaria y a los que inician sus estudios a nivel universitario una revisión de los aspectos fundamentales de la química. El libro está estructurado en una secuencia de capítulos que ordenan las definiciones necesarias para el estudio de esta asignatura, que permitirá al estudiante adquirir poco a poco los conceptos fundamentales y a entender en forma fácil el fascinante mundo de la química. El lenguaje sencillo que se ha utilizado en el libro hará que los estudiantes no tengan inconvenientes en avanzar en su estudio y se espera que lleguen a interesarse por esta ciencia. En cada capítulo existen preguntas y ejercicios resueltos para que el estudiante logre la práctica necesaria en la aplicación de los conceptos y leyes que se han estudiado previamente y que en lo sucesivo se utilicen estrategias para resolver ejercicios de mayor complejidad. En los primeros capítulos se tratan las relaciones de la química como ciencia y se exponen los conocimientos básicos de la asignatura: definiendo la materia y sus transformaciones tanto de orden físico como químico, asociadas a los cambios energéticos que tienen lugar en dichos procesos. Este estudio se aborda empleando leyes tan fundamentales como: “Ley de la composición definida”, “Ley de las proporciones múltiples”, “Ley de la conservación de la materia” y “Ley de la de la conservación de la energía”. En el capítulo referente a la estructura de la materia se señalan las principales teorías y modelos atómicos que se plantearon en el intento de explicar la naturaleza de la materia, las que se exponen de una manera clara para que el estudiante se apropie de la información científica que lo guíe en el entendimiento del camino recorrido por el hombre al tratar de descifrar la estructura de la materia. El estudio de la Tabla Periódica es primordial para poder predecir las propiedades físicas y químicas de los elementos y en esta edición se resalta la importancia del manejo de esta herramienta. La química es una ciencia que trata fundamentalmente de los cambios químicos en los cuales se involucran masas de sustancias; por ello, se brindan los conceptos de cantidad química de materia, volumen molar, número de Avogadro, entre otros que se aplican al realizar cálculos para determinar masas, número de moles, volúmenes de reactantes y productos que intervienen en una reacción química y que forman parte de lo que se denomina estequiometría. Con el estudio de los temas que se exponen en esta edición, el estudiante habrá adquirido los conocimientos fundamentales de química que le facilitará el estudio de otros ámbitos de esta ciencia.
Prefacio
A los estudiantes Siempre convendrá a los noveles estudiantes ingresar a sus estudios superiores con un nivel de conocimientos suficientes, que faciliten una satisfactoria y útil continuidad del proceso de aprendizaje. Sin embargo no siempre es así. La obra que se ofrece ha sido ideada y elaborada precisamente para superar esta necesidad: contribuir a reducir al mínimo o a disolver, las iniciales dificultades de los jóvenes estudiantes. Bienvenidos. La autora
Agradecimiento
Al Ing. Justo Huayamave N por su valiosa contribución en la realización de este libro y al Ing. Juan Peralta por haber proporcionado sus comentarios y sugerencias en cada uno de los capítulos.
Capítulo 1 Introducción a la química 1.1
¿Qué es la química?.......................................................................................................
2
1.2
¿Cuáles son las ramas de la química?............................................................................
2
1.3
¿Cómo se relaciona la química con otras ciencias?.......................................................
4
1.4
¿Qué relación guarda la química con las diferentes ramas de la producción?...............
6
1.5
Metodología científica....................................................................................................
8
1.6
¿Qué y cómo medimos?..................................................................................................
9
1.6.1 Magnitudes físicas...............................................................................................
10
1.6.2 ¿Cuál es la diferencia entre peso y masa?..............................................................
11
1.6.3 Medición de volumen.........................................................................................
12
1.6.4 Medición de temperatura y calor..........................................................................
12
1.6.5 Medición de presión...........................................................................................
14
1.6.6 Conversiones de unidades...................................................................................
14
Aplicación práctica...................................................................................................................
17
1.7
17
Ejercicios de aplicación...................................................................................................
Capítulo 2 Materia y energía 2.1
¿Cómo definimos la materia y la energía? .......................................................................
20
2.2
Estados físicos de la materia........................................................................................
21
2.3
Cambios físicos y cambios químicos.............................................................................
22
2.4
Cambios de estado de agregación................................................................................
22
2.5
Clasificación de la materia.............................................................................................
23
2.6
Propiedades de la materia................................................................................................
26
2.7
Ley de la conservación de la materia...........................................................................
26
2.8
La energía en la química y la ley de la conservación de la energía.........................
27
2.9
Ejercicios de aplicación..................................................................................................
29
2.10 Ejercicios para resolver.................................................................................................
37
Capítulo 3 Elementos y compuestos 3.1
Nombres y símbolos de los elementos............................................................................
44
3.2
Tabla periódica y las propiedades físicas de los elementos.........................................
44
3.3
Ley de las proporciones definidas................................................................................
46
3.4
Ley de las proporciones múltiples.................................................................................
46
3.5
Ejercicios de aplicación...................................................................................................
47
3.6
Ejercicios para resolver..................................................................................................
55
Capítulo 4 Estructura electrónica de los átomos 4.1
Constitución del átomo: partículas subatómicas...........................................................
60
4.2
Número atómico y masas atómicas relativas.............................................................
62
4.3
Teorías sobre el desarrollo del conocimiento de la materia........................................
62
4.4
Teoría atómica de Niels Bohr........................................................................................
69
4.5
Modelo cuántico del átomo...........................................................................................
70
4.6
Configuraciones electrónicas..........................................................................................
74
4.7
Ejercicios de aplicación.................................................................................................
75
4.8
Ejercicios para resolver..................................................................................................
83
Capítulo 5 La tabla y ley periódica 5.1
Grupos o familias y períodos.........................................................................................
88
5.2
Ley periódica y las bases del ordenamiento periódico...................................................
88
5.3
Elementos de transición.................................................................................................
91
5.4
Elementos de transición interna..................................................................................
91
5.5
Gases nobles...................................................................................................................
92
5.6
Ejercicios de aplicación.................................................................................................
92
5.7
Ejercicios para resolver...................................................................................................
101
Capítulo 6 Nomenclatura química 6.1
Reglas para determinar los números de oxidación........................................................
104
6.2
Compuestos binarios: óxidos, sales halógenas, hidruros metálicos y ácidos hidrácidos..
106
6.3
Compuestos ternarios: bases o hidróxidos, ácidos oxácidos y oxisales........................
109
6.4
Hidratos...........................................................................................................................
115
6.5
Ejercicios de aplicación..................................................................................................
115
6.6
Ejercicios para resolver...................................................................................................
122
Capítulo 7 Relaciones cuantitativas 7.1
El número de Avogadro................................................................................................
128
7.2
Masa molecular...............................................................................................................
129
7.3
Concepto de mol y masa molar.....................................................................................
130
7.4
Composición porcentual de los compuestos.................................................................
131
7.5
Fórmula empírica............................................................................................................
131
7.6
Fórmula molecular..........................................................................................................
132
7.7
Ejercicios de aplicación..................................................................................................
132
7.8
Ejercicios para resolver..................................................................................................
143
Capítulo 8 Ecuaciones químicas 8.1
Las reacciones químicas y su representación...............................................................
146
8.2
Símbolos de la ecuación química................................................................................
147
8.3
Escritura de las ecuaciones químicas...............................................................................
149
8.4
Tipos de ecuaciones químicas........................................................................................
150
8.5
Equilibrio de las ecuaciones químicas...........................................................................
151
8.6
Ejercicios de aplicación.................................................................................................
157
8.7
Ejercicios para resolver...................................................................................................
166
Capítulo 9 Estequiometría 9.1
Relaciones molares de ecuaciones químicas................................................................
169
9.2
Reactivo limitante...........................................................................................................
171
9.3
Porcentaje de rendimiento y pureza...............................................................................
171
9.4
Ejercicios de aplicación..................................................................................................
172
9.5
Ejercicios para resolver...................................................................................................
182
Capítulo 10 Gases 10.1 Propiedades de los gases................................................................................................
188
10.2 Unidades de medida de presión, temperatura y volumen...........................................
188
10.3 Condiciones de estado....................................................................................................
190
10.4 Leyes de los gases.........................................................................................................
192
10.5 Volumen molar................................................................................................................
196
10.6 Ecuación de estado de los gases ideales.......................................................................
197
10.7 Ejercicios de aplicación..................................................................................................
198
10.8 Ejercicios para resolver..................................................................................................
206
Respuestas
209
CAPÍTULO #
1
Introducción a la química
Sumario 1.1
¿Qué es la química?
1.2
¿Cuáles son las ramas de la química?
1.3
¿Cómo se relaciona la química con otras ciencias?
1.4
¿Qué relación guarda la química con las diferentes ramas de la producción?
1.5 Metodología científica 1.6
¿Qué y cómo medimos?
1.7
Ejercicios de aplicación
La química como ciencia natural se encarga del estudio del mundo material que nos rodea, a ella le debemos gran cantidad de productos que se utilizan diariamente en el mundo moderno. También se ocupa del uso adecuado de las sustancias químicas y del desarrollo de nuevos materiales. La química contribuye con el bienestar del hombre, pero también su acción ocasiona algunos de los graves problemas que actualmente enfrenta la humanidad, como la contaminación ambiental, el uso indiscriminado de sustancias tóxicas, la elaboración de grandes cantidades de materiales no biodegradables y el calentamiento global. En general, la química interviene en todo lo que realizamos, nos permite entender mejor nuestro mundo y también nos ofrece alternativas de solución para contrarrestar los efectos causados por la elaboración de productos de naturaleza sintética, para controlar los contaminantes del medio ambiente, orientar en el uso adecuado de las sustancias químicas y además, para controlar la calidad de la materia prima y de los productos terminados. 1
1.1
¿Qué es la química? A continuación se muestran algunas definiciones de la química que frecuentemente se usan y todas ellas comparten el mismo fundamento que relaciona esta ciencia con la materia, la energía y los cambios químicos. La química puede describirse como el estudio de la composición de la materia y los cambios por los que atraviesa.
Química es la ciencia que estudia la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia.
Es la ciencia que se encarga del estudio de la materia, energía y sus transformaciones.
Es la rama de las ciencias naturales que trata de la descripción, clasificación, de los cambios que la materia experimenta y de la energía asociada con cada uno de estos cambios.
1.2
¿Cuáles son las ramas de la química? Muchas profesiones exigen conocimientos en el campo de la química, indispensables para manejar problemas de todo tipo, ya sean éstos cotidianos, técnicos o de investigación, en los que se usa un enfoque planificado y lógico relacionado con la química. Por razones didácticas la química se clasifica en distintas ramas y cada una estudia un campo en particular.
2
Química General: Trata acerca de los principios fundamentales relativos a la estructura, composición y propiedades de la materia. Química Inorgánica: Se encarga del estudio de todos los elementos y compuestos que no son orgánicos, sus reacciones y propiedades. Química Orgánica: Estudia especialmente los compuestos del carbono, que están relacionados con las sustancias producidas por los seres vivos. Química Analítica: Estudia los métodos de reconocimiento y determinación de la composición de las sustancias, tanto en su naturaleza como en la cantidad de las mismas. Química Ambiental: Es la rama de la química que se encarga de estudiar las causas y efectos de la química sobre el medio ambiente y su remediación. Química Industrial: Comprende la producción de sustancias químicas básicas y materiales como plásticos, caucho, vidrio, cerámica, textiles, entre otros. Química Nuclear: Es la rama de la química que estudia las reacciones en las cuales intervienen los núcleos de los átomos, los procesos de radiación nuclear ya sean provocados o espontáneos y las grandes cantidades de energía involucradas en dichos procesos. Bioquímica: Estudia las reacciones químicas que intervienen en el metabolismo de los seres vivos. Química Médica: Es la química que a través de procesos químicos crea diferentes sustancias utilizadas en el campo de la medicina. Química Cosmética: Es el área de la química que participa en la elaboración y desarrollo de productos destinados al embellecimiento y protección de diversas partes del cuerpo humano. 3
1.3
¿Cómo se relaciona la química con otras ciencias? En la actualidad podríamos decir que todas las ciencias tienen que considerar los conceptos fundamentales de la química, ya que cualquiera de ellas utiliza sustancias que deben reconocerse y usarse adecuadamente. Entre las ciencias que están relacionadas con la química mencionamos: la física, la biología, las matemáticas, la medicina y otras que se exponen en el siguiente cuadro.
Cuadro Nº 1:
4
Relación de la química con otras ciencias
Física
La relación de la materia y la energía en los fenómenos químicos es una explicación sencilla que vincula la física con la química.
Biología
Los seres vivos están compuestos por una diversidad de sustancias químicas con diferente estructura, cuyas reacciones químicas de características muy variadas, promueven la actividad, el desarrollo y la adaptación al entorno.
Matemáticas
Las transformaciones que sufre la materia requieren de cálculos matemáticos para el manejo cuantitativo de las ecuaciones químicas para interrelacionar las propiedades de la materia y las condiciones de trabajo en las que ésta interactúa.
Medicina
Los productos naturales o los obtenidos por síntesis a partir de sustancias químicas son aprovechados en la práctica médica para suministrar al organismo sustancias específicas que ayudan a conseguir el alivio o curación de enfermedades.
Genética
La genética trata acerca de la herencia biológica, la cual está ligada a los procesos que ocurren en la célula promoviendo su desarrollo mediante reacciones químicas que suministran materia y energía.
Botánica
La botánica se encarga de estudiar la anatomía, morfología, fisiología y reproducción de las plantas, en este estudio están involucradas las sustancias químicas necesarias para construir sus órganos y la energía para su funcionamiento. Ejemplo de ello es la fotosíntesis que permite sintetizar su propia materia orgánica.
Fisiología
La fisiología se encarga de estudiar las funciones y los fenómenos vitales de los seres organizados, en ellos ocurren fenómenos en los que la química también participa.
Geología
La geología trata sobre la formación de las rocas y los cambios que éstas han experimentado desde su origen hasta su estado actual. Aquí la química contribuye en el estudio de la composición de las rocas.
Arqueología
La arqueología se encarga de reconstruir culturas antiguas mediante el estudio de los restos de materiales, cuya composición química son típicas de ese tiempo, de esta manera se establecen las características de una cultura en particular.
Ecología
En razón de que la ecología estudia la relación de las plantas y animales con su ambiente físico y biológico, ésta se vincula con la química, puesto que los componentes del aire, suelo y agua son parte del entorno físico.
5
Toxicología
La química es un apoyo de la toxicología ya que estudia los mecanismos de acción de las sustancias químicas en los sistemas biológicos, los efectos que producen y la forma de curarlos.
Farmacología
La farmacología trata acerca de los medicamentos, que son sustancias químicas dosificadas que se aplican a un organismo vivo para prevenir, aliviar o curar una enfermedad.
1.4
¿Qué relación guarda la química con las diferentes ramas de la producción? La química es una ciencia que está en constante desarrollo y su aplicación se extiende en muchos campos, debido a ello mencionaremos solo algunas actividades, en las que la química juega un papel muy importante: Cuadro Nº 2:
6
Relación de la química con ramas de la producción
Agricultura
La agricultura, con el propósito de mejorar la productividad y satisfacer las necesidades de alimentos, recurre al uso de gran cantidad de sustancias químicas como abonos y fertilizantes. Para el control de plagas utiliza otras sustancias como pesticidas, fungicidas y nematicidas.
Industria de alimentos
Para la conservación de productos alimenticios como enlatados, embutidos, bebidas alcohólicas se aplican sustancias químicas que ayudan a aumentar la vida útil de los alimentos, a regular los índices de acidez y para controlar la buena calidad de los mismos.
Industria petroquímica
La química guarda una relación muy estrecha con la elaboración de muchos productos que se derivan del petróleo, entre ellos tenemos: Fibras sintéticas: poliéster, nylon, rayón, dracón y poliamidas. Polímeros: polietileno, PVC, teflón, plásticos, cauchos y resinas. Combustibles: gasolinas, diesel y fuel oil. Solventes para la industria: tolueno, hexano, metanol, acetona, entre otros. Materia prima para procesos industriales: etanol, ácido acético y gran variedad de aminas y ésteres.
Minería
La prospección geoquímica, el análisis químico de minerales, la determinación de la calidad del suelo y agua, el estudio del impacto ambiental son las principales actividades que relacionan esta industria con la química.
Farmacéutica
La formulación y elaboración de productos farmacéuticos es una actividad que requiere de amplio conocimiento de la química.
Metalurgia
La metalurgia se dedica a la extracción de los metales y su producción. La química estudia las reacciones y está presente en los procesos de obtención, refinación y producción de aleaciones.
Electrónica
La electrónica estudia lo relacionado a la conducción de la electricidad a través de diversos materiales. La aplicación de dichos materiales químicos en el desarrollo de dispositivos electrónicos como circuitos integrados, microprocesadores, transistores y chips de memoria son un ejemplo de la relación directa con la química.
7
1.5
Metodología científica El desarrollo de la ciencia se sustenta en el trabajo de los científicos, quienes orientan sus esfuerzos para generar nuevos conocimientos y aprovecharlos en beneficio de la sociedad. Las respuestas a diversos problemas nos permiten reconocer la realidad en que vivimos y para ello deben recurrir a un conjunto de procedimientos. Los científicos e investigadores no solamente observan los fenómenos que ocurren y tratan de explicar las causas y los mecanismos que los originan, sino que también seleccionan, organizan, comparan y relacionan los datos obtenidos con la finalidad de describir la naturaleza e interpretarla. Esta secuencia de procedimientos para buscar explicaciones o predecir sobre la naturaleza de un hecho, se conoce como método científico y consta de algunas etapas que están resumidas en la figura 1.1.
Figura 1.1 Metodología científica
Si la hipótesis no es consistente se regresa a la experimentación
A través del uso de razonamientos (métodos) y la labor científica, la ciencia provee de nuevos conocimientos que tienen una significación especial porque permite predecir acontecimientos futuros. Durante la labor científica, se preparan experimentos, se realizan observaciones y se toman datos, que finalmente nos llevan a formular hipótesis, leyes y teorías.
Observación:
Descripción detallada de un suceso. En este caso la referencia es cualitativa. Muchas observaciones pueden ser descritas matemáticamente a través de mediciones precisas, en este caso hablamos de trabajo cuantitativo.
Experimento:
Es un diseño de situaciones controladas para someter a prueba las explicaciones sobre fenómenos naturales con el fin de obtener información necesaria para formular una hipótesis.
Teoría:
Es la comprobación fundamentada de una hipótesis para explicar y hacer predicciones sobre los fenómenos naturales.
8
Hipótesis:
Es un intento para explicar una ley natural. También se puede entender como la explicación tentativa de las observaciones que requieren de mayor número de experimentos para declarar su validez.
Leyes naturales: Son proposiciones concisas expresadas en forma matemática relacionadas con el comportamiento invariable de la naturaleza.
1.6
¿Qué y cómo medimos? En la historia de la humanidad, el hombre ha procurado medir y hacerlo con exactitud, en este afán ha utilizado diversas formas de medición acordes con el estado de desarrollo de los acontecimientos, es así que para medir se utilizaron referencias visibles y accesibles, como por ejemplo el uso de calendarios para medir el tiempo con ayuda de los movimientos del sol y la luna, para la medición de la longitud se usaron medidas relacionadas con las dimensiones del cuerpo humano, el codo, la braza, el pie, unidades que aún se utilizan. Con el tiempo se comenzaron a formalizar sistemas de medición que también han cambiado debido a la existencia de errores. Los fenómenos químicos se perciben mediante la observación de cambios físicos o se conciben por la interpretación de datos obtenidos de la medición de las transformaciones imperceptibles al ojo humano. En el campo de la química se realizan mediciones para identificar sustancias, para determinar la pureza de las sustancias, la composición de la materia, la concentración de sustancias en soluciones, la calidad de la materia prima o de los productos elaborados. Por otro lado, existen parámetros importantes que deben medirse y calcularse porque tienen impacto en la economía de los procesos industriales como la velocidad de una reacción, el calor que ésta desprende o el que necesita para efectuarse.
Figura 1.1: Medición de pH
9
1.6.1
Magnitudes físicas Durante los procesos en donde se realizan las transformaciones químicas, los profesionales de la química determinan las propiedades específicas de las sustancias o materiales mediante la medición de magnitudes físicas, con el objeto de controlar y evaluar dichos procesos, tales como el progreso de una reacción o las alteraciones de los sistemas químicos, la identificación de sustancias, la calidad de la materia prima o de los productos finales, entre otros. La magnitud física es una propiedad a la que se le asigna un valor numérico como resultado de una comparación con un patrón. Dicha comparación constituye la acción de medir y el patrón corresponde a la unidad de medida. Existen magnitudes que se pueden medir directamente y se las conoce como medidas básicas o fundamentales como son la masa, temperatura, longitud, tiempo, cantidad de sustancia, corriente eléctrica e intensidad lumínica y otras magnitudes derivadas como volumen, densidad, velocidad, concentración, que por el contrario no se pueden medir directamente sino a través de la relación entre dos o más magnitudes básicas. Por ejemplo, si decidimos medir la temperatura de cierta masa de agua, introducimos un termómetro, realizamos la lectura y el resultado tendrá un valor numérico y la unidad de medida; por lo general también asociamos la incertidumbre o error que siempre acompaña a una medida.
Las unidades de medida de los patrones básicos tienen su simbología que los identifica con la magnitud.
UNIDADES BÁSICAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI) Magnitud Masa Temperatura Longitud Cantidad de sustancia Tiempo Intensidad de corriente eléctrica Intensidad lumínica
Nombre unidad
Símbolo unidad
Kilogramo Kelvin Metro Mol Segundo Amperio Candela
kg K m mol s A cd
UNIDADES DERIVADAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL (SI) Magnitud Superficie Volumen Energía Trabajo Potencia Aceleración Velocidad
10
Nombre Unidad Metro cuadrado Metro cúbico Joule Joule Vatio Metro por segundo cuadrado Metro por segundo
Símbolo Unidad 2
m 3 m J J W 2 m/s m/s
1.6.2
¿Cuál es la diferencia entre peso y masa? La masa es la cantidad de materia que hay en un cuerpo y es una característica propia relacionada con el número y clase de las partículas que lo forman; el peso es una medida de cuanta fuerza ejerce la gravedad sobre ese objeto. La masa de un cuerpo u objeto es la misma sin importar donde se encuentra ya sea en la tierra, en la luna, o en alguna parte del espacio; debido a que la cantidad de materia no cambia. La masa se mide en kilogramos (kg) y el peso en Newton (N), aunque también se utilizan otras unidades como gramos, libras, onzas para la masa y kg-fuerza, dinas o libras-fuerza para el caso del peso. En la vida cotidiana, la mayoría de las personas utilizan el término “peso” para referirse a la medición de la masa de los objetos.
600 N peso en tierra
600 N
100 N peso en luna
100 N
Una persona de 60 kg de masa pesa en la Tierra 600 N-fuerza. ¿Cómo explica que la misma persona pesa solo 100 N-fuerza en la luna?
11
1.6.3
Medición de volumen El volumen es una propiedad general de los cuerpos que no distingue los tipos de materia, debido a que todos poseen volumen. Los cuerpos poseen masa y se prolongan en el espacio; ocupan un volumen. El volumen de un cuerpo sólido representa la extensión espacial en la que cabe la materia y que no puede ser ocupada por otro cuerpo, ya que éstos son impenetrables. Para medir el volumen de un cuerpo sólido regular se realiza la medición de la longitud de todos sus lados. Para los cuerpos líquidos se usan probetas, buretas, matraces aforados, etc.
250 mL Figura 1.2: Materiales para medición del volumen
Sin importar la exactitud con la que deseamos medir el volumen de un líquido, éste se introduce en el recipiente y se realiza la lectura a la altura hasta donde llega el líquido.
1.6.4
Medición de temperatura y calor Aunque todos estamos familiarizados con la noción de temperatura, resulta difícil definirla claramente, a menudo decimos que es el grado de calentamiento de un cuerpo o la sensación de frío o calor, así por ejemplo si un cuerpo se encuentra a 80 grados decimos que está caliente, o si está nevando decimos que hace frío. Para concretar, podemos decir que la temperatura determina la intensidad y la dirección del calor;; de esta manera dos cuerpos que se encuentran juntos pero a diferentes temperaturas, el calor fluirá desde el cuerpo más caliente hacia el cuerpo más frío. Sin embargo, no debemos confundir calor con temperatura, ya que el calor representa una forma de energía y la medición de dicha energía implica temperatura. Para la medición de la temperatura se utilizan los termómetros; siendo los más comunes los de mercurio. La cualidad escogida para la construcción de los termómetros es la dilatación que se da en ciertas sustancias por efecto del calor. Durante mucho tiempo, el mercurio ha sido la sustancia más empleada
12
en los termómetros, pero debido a su alta toxicidad se utilizan otras sustancias, cuya dilatación cambie de manera predecible y sea lineal al cambiar la temperatura. Existen diferentes tipos de termómetros, cuyo uso depende del medio y la temperatura de medición, como las termocuplas y pirómetros. El termómetro de mercurio consiste en un tubo de vidrio con un bulbo que contiene mercurio del que se extiende un tubo capilar. El mercurio se dilata por el interior del capilar en forma directamente proporcional con el aumento de la temperatura. La altura hasta donde llega el mercurio en la escala graduada corresponde a la temperatura.
Escalas de medición Existen varias escalas para medir la temperatura: La escala Celsius (°C) o centígrada, llamada así en nombre al astrónomo sueco Anders Celsius. Esta escala utiliza el punto de fusión del agua 0°C y su punto de ebullición 100°C a la presión atmosférica. La escala Fahrenheit (°F) es muy utilizada en el sistema inglés; llamada así en nombre del físico alemán Gabriel Fahrenheit, en esta escala los puntos de fusión y de ebullición del agua son de 32°F y 212°F, respectivamente, la diferencia entre estos dos puntos es de 180°F. La escala Kelvin (K) es la escala de la temperatura absoluta; llamada así en nombre del físico - matemático Lord Kelvin. En esta escala el punto de fusión del agua es 273.15 K y el punto de ebullición en 373.15 K. En la siguiente tabla se observa algunas escalas para la medición de la temperatura. Escala
Cero absoluto
Fusión del hielo
Evaporación
Kelvin
0K
273.15 K
373.15 K
Rankine
0R
491.7 R
671.7 R
Reamur
-218.5 Re
0 Re
80.0 Re
Centígrada
-273.15°C
0°C
100.0°C
Fahrenheit
-459.7°F
32°F
212.0°F
Figura 1.3: Termómetro de mercurio
Figura 1.4: Termómetro de alcohol
13
Conversiones de las distintas escalas de temperatura. Grados Fahrenheit a grados Celsius ºC = 5/9(ºF - 32)
Grados Celsius a Kelvin K = 273 + ºC
1.6.5
Medición de presión El trabajo con gases exige el conocimiento y manejo de las unidades de temperatura y presión, puesto que la variación de una de ellas afecta el volumen. En el sistema internacional la unidad de la presión se la expresa en Newton por metro cuadrado N/m2, también llamada Pascal, aunque existen otras unidades como las indicadas en la siguiente tabla.
1 Pa (N/m2)
Pascal
bar
N/mm2
atm
torr
1
10-5
10-6
0.987×10-5
0.0075
20 10 0 Figura 1.5: Barómetro
30
40 50 60 Figura 1.6: Manómetro
1.6.6
Conversiones de unidades La conversión de unidades es la transformación de una unidad a otra, de un sistema de unidades a otro, para lo cual es muy útil aplicar los factores de conversión que son relaciones de equivalencia entre dos unidades de la misma magnitud y que están disponibles en las tablas de conversión.
14
Recuerda que en todas las cifras, el espacio entre números indica miles y el punto (.) separa los números enteros de los decimales.
Factores de conversión Longitud 1 kilómetro (km)
= 0.62137
millas terrestres (mt)
1 centímetro (cm)
= 0.3937
pulgadas (pulg)
1 metro (m)
= 1.0936
yardas (yd)
1 metro (m)
= 3.2808
pies (ft)
1 pie (ft)
= 30.48 = 10-10
centímetros (cm)
1 angstrom ( )
metros (m)
Masa 1 kilogramo (kg)
= 2.2046
libras (lb)
1 libra (lb)
= 453.59
gramos (g)
1 tonelada métrica
=1 000.00
kilogramos (kg)
Volumen 3
1 metro cúbico (m ) 1 galón americano (gal) 3
1 centímetro cúbico (cm ) 3
1 pie cúbico (ft )
= 1 000
litros (L)
= 3.7854
litros (L)
=1
mililitro (mL)
= 16.387
centímetros cúbicos (cm )
3
Energía 2
2
1 Joule (J)
= 1
kg m /s
1 caloría (cal)
= 4.184
Joules (J)
1 electrón–voltio (eV)
= 1.602 x 10-19
Joules (J)
15
Cuestiones y actividades para repasar Defina y establezca las diferencias entre los siguientes términos: • Precisión y exactitud • Cifras significativas y redondeo • Densidad y peso específico • Barómetro y manómetro ¿Cómo procederías para separar los componentes de las siguientes mezclas? • Solución azucarada • Vinagre • Sal húmeda • Agua y arena Realice las siguientes conversiones: 0.57 atm
a
mmHg
3.45 kg
a
libras
632 mL
a
litros
180 ºF
a
ºC
5.20 L
a
galones
¿Cuál de las sustancias ocupa mayor volumen? • 60 g de acetona
( (densidad) = 0.798 g/mL)
• 50 g de etilenglicol
( (densidad) = 1.1116 g/mL)
• 40 g de aluminio
( (densidad) = 2.698 g/mL)
• 30 g de agua
( (densidad) = 1.00 g/mL)
• 20 g de plomo
( (densidad) = 11.34 g/mL)
¿Están las siguientes actividades relacionadas con la química? • La identificación de elementos químicos en muestras de minerales;; • La experimentación para la búsqueda de nuevos materiales;; • El mejoramiento de los métodos analíticos para el control de la contaminación ambiental;; • La búsqueda de métodos para la degradación de sustancias tóxicas.
16
Aplicación práctica ¿Cómo construir un termómetro? Para la construcción se requiere un tubo de vidrio delgado (capilar), una cantidad de alcohol para llenar el tubo, colorante vegetal, plastilina, una tira de papel blanco y una tablita de madera (puede ser de aglomerado). Agregar un poquito de colorante al alcohol, agitar y llenar el tubo de vidrio con el alcohol. Tapar herméticamente los extremos con plastilina. El tubo sellado se introduce en hielo picado y luego el nivel inferior al que llega, marcarlo como cero grados en la tira de papel. Luego hervir agua y marcar en la tira de papel el nivel superior al que llega. Dividir los dos puntos de referencia -distancia entre el nivel inferior y el superior- en 100 partes. ¡Ahora tienes tu propio termómetro!
1.7
Ejercicios de aplicación
Una forma de realizar los ejercicios de conversión es colocar en el numerador la cantidad con la unidad con la que deseamos expresar el resultado y en el denominador aquella que deseamos eliminar.
Ejercicio Nº 1.1 Exprese 58 kilómetros en pies. Solución: 58 km x
1 000 m 1 km
x
3.2808 ft 1m
= 190 286.4 ft
17
Ejercicio Nº 1.2 Convierta 400 toneladas métricas a libras. Solución: 400 ton x
1 000 kg
x
1 ton
2.2046 lb
= 881 840 lb
1 kg
Ejercicio Nº 1.3 Exprese 5 angstrom ( ) en nanómetros (nm). Solución: 5
x
10-8 cm 1
x
1m 100 cm
x
1 nm 10-9
m
= 0.5 nm
Ejercicio Nº 1.4 Expresar 102 kPa en atmósferas (use 1.0 mmHg = 133 Pa). Solución: 102 kPa x
1 000 Pa 1.0 kPa
x
1 mmHg 133 Pa
x
1.0 atm 760 mmHg
= 1.009 atm
Ejercicio Nº 1.5 Convertir 80ºC en grados Farenheit (ºF) y grados Kelvin (K). Solución:
ºF = 1.8 x ºC + 32 = 1.8 x 80 + 32 = 176ºF K = 273.15 + ºC = 273.15 + 80 = 353.15 K 18
CAPÍTULO # Materia
y
2
energía
Sumario 2.1
¿Cómo definimos la materia y la energía?
2.2
Estados físicos de la materia
2.3
Cambios químicos
2.4
Cambios de estado de agregación
2.5
Clasificación de la materia
2.6
Propiedades de la materia
2.7
Ley de la conservación de la materia
2.8
La energía en la química y la ley de la conservación de la energía
2.9
Ejercicios de aplicación
físicos
y
2.10 Ejercicios para resolver
cambios
Si todos los cuerpos están constituidos por materia ¿porqué se diferencian?
Todo lo que nos rodea está formado por materia sin considerar su estado físico o de agregación, sea éste sólido, líquido o gaseoso. También posee propiedades que nos ayudan a describirla y a diferenciar unas de otras. Al hablar de las propiedades de las sustancias se hace distinción entre las propiedades físicas y las químicas, siendo éstas últimas las que suscitan mayor interés, debido a que manifi estan la acción recíproca entre los componentes, dando lugar a la formación de nuevas sustancias. Todo cambio, sea físico o químico, conlleva variaciones de energía en cualquiera de sus formas como energía calórica, lumínica, eléctrica, entre otras.
19
2.1
¿Cómo definimos la materia y la energía? Materia:
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y posee masa, de tal manera que todo lo que nos rodea esta constituido por materia, como por ejemplo el aire que respiramos, los alimentos que ingerimos, el agua que bebemos, los materiales que usamos y en general, todo lo que conforma el universo.
Ley de la conservación de la materia En cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen (reactivos) es idéntica a la suma de las masas de las sustancias que se originan como consecuencia de la reacción (productos). Es decir, en toda reacción química la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma de unas sustancias a otras, por lo que la masa en total se mantiene constante.. Energía:
Se define como la capacidad de la materia para ejecutar un trabajo. Los cambios de energía que acompañan a las transformaciones químicas y físicas de la materia se ponen de manifi esto en diferentes formas de acuerdo al tipo de movimiento y se pueden convertir en otras formas de energía, pero la energía en total se mantiene constante y se expresa en la ley de la conservación de la energía.
Ley de la conservación de la energía La energía puede convertirse de una forma a otra, pero la cantidad total de energía permanece constante. “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. En el siguiente cuadro se indican algunas manifestaciones de diferentes formas de energía.
20
El movimiento de un objeto de un lugar a otro
Empleo de energía cinética
Calentamiento de cierta cantidad de agua
Aplicación de energía calórica
Encender una linterna de mano
Conversión de energía eléctrica en lumínica
Funcionamiento de una pila
Transformación de energía química en eléctrica
Movimiento de una máquina
Conversión de la energía en trabajo
El movimiento de las partículas en los gases
Energía cinética
La formación de los enlaces en los compuestos
Energía de enlace
2.1
Estados físicos de la materia
¿Cuáles son las particularidades que influyen en el estado físico de la materia? ¿Existen distintivos en las partículas que la conforman?
El estado físico de la materia se lo conoce también como estado de agregación, éste depende de las características moleculares, atómicas e iónicas de las partículas que la conforman.
¿Cuáles son las características de los 3 estados de agregación? Estado sólido: un sólido es una sustancia formada por partículas que se encuentran muy unidas entre sí por una fuerza llamada fuerza de cohesión. Los sólidos son duros y difíciles de comprimir, debido a que las partículas están muy unidas y prácticamente no dejan espacio entre ellas. Los sólidos están constituidos por moléculas, átomos o iones. Muchos sólidos poseen forma tridimensional y volumen defi nidos que obedecen a un arreglo regular de las partículas que lo componen, dando lugar a la formación de un sólido cristalino.
Figura 2.1: Sólido
Estado líquido: un líquido es una sustancia formada por moléculas, átomos o iones que están en constante desplazamiento, y que se mueven unas sobre otras, particularidad que le permite ser trasvasado de un recipiente a otro. Los líquidos son sustancias que no tienen forma propia y toman la del recipiente que los contiene. Los líquidos al igual que los sólidos mantienen un volumen casi constante que no depende de la forma del recipiente.
Figura 2.2: Líquido
21
Estado gaseoso: un gas es una sustancia formada por partículas que se encuentran muy separadas entre sí, que se desplazan en varias direcciones y a gran velocidad para ocupar los espacios disponibles. Los gases no tienen forma propia, se expanden fácilmente y pueden ser comprimidos en recipientes más pequeños.
Figura 2.3: Gas
2.3
Cambios físicos y cambios químicos
¿Cómo distinguimos los cambios físicos de los químicos?
Los cambios físicos son los que se presentan en la materia sin alterar su composición química;; es decir, que no forman nuevas sustancias, tales como cambios de volumen, forma o estado de agregación. Los cambios químicos son aquellos que presentan las sustancias cuando al reaccionar unas con otras, pierden sus características originales y dan lugar a sustancias nuevas con propiedades diferentes.
2.4
Cambios de estado de agregación
¿Cómo distinguimos los cambios físicos de los químicos?
Bajo ciertas condiciones las sustancias pueden pasar de un estado físico a otro y permanecer en él mientras éstas se mantengan. Durante los cambios entre los estados de agregación hay participación de energía. Así, en los cambios de estado, de sólido a líquido y líquido a gas se requiere de calor, mientras que en los cambios de agregación de gas a líquido y líquido a sólido se desprende calor.
22
A continuación se indican los posibles cambios de estado de la materia: SUBLIMACIÓN VAPORIZACIÓN
FUSIÓN SÓLIDO
GASEOSO
LÍQUIDO
SOLIDIFICACIÓN
CONDENSACIÓN Esquema 2.1: Cambios de Fase
2.5
Clasificación de la materia
¿Qué debemos hacer para distinguir las diferentes clases de materia?
El siguiente esquema nos ayudará a comprender mejor la clasifi cación de la materia y la relación entre ellas.
MATERIA
SUSTANCIAS PURAS
ELEMENTOS
COMPUESTOS
MEZCLAS
MEZCLAS HOMOGÉNEAS
MEZCLAS HETEROGÉNEAS
Esquema 2.2: Clasificación de la materia
23
Sustancia pura:
Es una clase de materia que mantiene una composición y propiedades definidas.
Compuesto:
Sustancia formada por dos o más elementos que puede descomponerse en otras más sencillas por medios químicos.
Elemento:
Material constituido por un solo tipo de átomo, que no se puede separar por medios químicos ordinarios en dos o más sustancias.
Mezcla:
Materiales combinados, en los que cada componente mantiene su identidad química.
Mezcla homogénea: Combinación de sustancias que forman una mezcla completamente uniforme. Mezcla heterogénea: Una clase de material que puede ser separada en sustancias más sencillas por procesos físicos. Las sustancias sólidas, líquidas y gaseosas que comúnmente utilizamos son mezclas y muchas veces requerimos utilizar algunas operaciones físicas para separar una sustancia de otras, entre ellas la filtración, la sedimentación, decantación y centrifugación. Algunas operaciones requieren de calentamiento para mejorar la separación de sustancias como la destilación.
Filtración Consiste en separar una suspensión en sustancias sólidas y en líquidos. Un ejemplo cotidiano es la preparación de café fi ltrado en una cafetera. Para filtrar se requiere de papel fi ltro con una porosidad determinada. El tamaño de los poros depende de la dimensión de las partículas de los precipitados. Mientras más pequeña es la porosidad más lento transcurre el proceso de filtración, pero mejorará el filtrado de precipitados muy finos.
Figura 2.4: Filtración
24
Sedimentación y decantación Consiste en dejar una suspensión durante algún tiempo sin movimiento. De esta manera se separa el sólido insoluble del líquido y se asienta en el fondo del recipiente. La separación del sobrenadante se denomina decantación.
Figura 2.5: Decantación
Destilación Cuando las sustancias que componen la mezcla son líquidas y miscibles se aplica calor para separarlas y favorecer el paso a la fase de vapor de una de las sustancias;; mientras la otra se mantiene líquida, siempre que la temperatura permanezca constante.
Figura 2.6: Destilación
Un equipo sencillo para destilar se compone de un balón para la mezcla, un condensador y otro balón para recibir el componente de mayor volatilidad. 25
2.6
Propiedades de la materia
¿Cómo podemos percibir las transformaciones químicas de la materia?
Toda sustancia posee ciertas características que la identifican y que no dependen de su masa. Estas características específi cas se conocen como propiedades y pueden ser:
Propiedades físicas:
Son aquellas que identifican una sustancia sin provocar transformación alguna. Ej.: color, olor, punto de ebullición, viscosidad, brillo, etc.
Propiedades químicas: Son aquellas que se relacionan con el cambio en la composición de las sustancias o cómo interactúa con otras sustancias. Ej.: la corrosión de un clavo, la combustión de hidrocarburos, la descomposición de sustancias por electricidad, el efecto tóxico, etc. Existen propiedades físicas que no dependen de la cantidad de materia;; conocidas como propiedades intensivas, como maleabilidad, dureza, densidad, ductilidad, tenacidad, etc. Las propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia como la masa, volumen y longitud, como también la inercia y la porosidad.
2.7
Ley de la conservación de la materia
¿Cómo se aplica la ley de la conservación de la materia en las reacciones químicas?
Todo cambio químico establece una relación cualitativa entre las sustancias iniciales y los productos que se obtienen y determina las cantidades de las sustancias que intervienen durante una reacción. Este principio fue establecido en la última mitad del siglo XVIII por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), lo que constituyó un gran aporte al desarrollo y consolidación de la química como ciencia. La aplicación de la balanza y de la medición de masas permitió descubrir que en cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen reactante es idéntica a la de las sustancias que se forman como consecuencia de la reacción. La cantidad de materia se mide por su masa;; dado que, éste, permanece constante durante la reacción química, entonces la materia también se mantiene constante. Cuando se expone el hierro al medio ambiente, éste se oxida formando la herrumbre. Un análisis de la masa de las sustancias iniciales y del producto final nos indica que en ambos casos la masa es igual.
26
Hierro
+
oxígeno
+
agua
4 Fe
+ 3 O2
+ 2 H2O
224 g
+ 96 g
+ 36 g
mreactivos
Óxido de hierro (herrumbre) 2 Fe2O3· H2O =
356 g
mproductos
mreactivos = mproductos
2.8
La energía en la química y la ley de la conservación de la energía
¿Cómo se aplica la energía en las ciencias químicas?
La energía es inherente a los cuerpos y está presente en diversas formas debido a su movimiento, a su posición, a la relación entre las partículas que la forman, a la temperatura, entre otras. En las diversas áreas de la ciencia y la tecnología se dan diversas defi niciones de energía, todas ellas relacionadas entre sí y con el concepto de trabajo. La energía que involucra movimiento se la denomina energía cinética y la que se refi ere al reposo se llama energía potencial. El calor, las radiaciones y la electricidad son otras formas específi cas de energía. Una forma de energía puede transformarse en otra dentro de un sistema, pero la cantidad total de energía es invariable, ésta es una afi rmación de la ley de la conservación de la energía desde la perspectiva de la mecánica clásica y que debe ser considerada para todo los sistemas químicos en los cuales se manifi estan cambios de energía generalmente en forma de calor.
27
Cuando ciertos fenómenos requieren energía, ésta se toma del medio circundante, en este caso llamamos proceso endotérmico, así sucede con la disolución de ciertas sales;; otros liberan energía al entorno durante su acción y se conoce como proceso exotérmico, como por ejemplo cuando se diluye ácido sulfúrico en agua. Muchas reacciones químicas pueden requerir energía para que se efectúen, pero también hay otras que liberan energía química, como la que es producida por una pila o batería. Dentro del mismo campo de la energía química existen otras denominaciones que dependen del tipo de reacción en particular como el calor de combustión, que se aplica para referirse al calor que se desprende durante la combustión de sustancias orgánicas. Existen además otros tipos de energía que se relacionan con los procesos que se realizan, así conocemos:
Energía hidráulica:
Energía nuclear:
28
Es l a que s e obtiene del aprovechamiento de l a energía cinética y potencial de la corriente de agua.
Es aquella que es liberada como resultado de una reacción que se produce en los núcleos de los átomos, ya sea por combinación de núcleos livianos (fusión nuclear).
Energía geotérmica:
Es aquella que se obtiene por el aprovechamiento del calor del interior de la tierra.
Energía eólica:
Se obtiene del viento y por utilización de la energía cinética generada por las corrientes de aire.
Energía solar:
Es l a energía que s e obtiene d irectamente del sol, cuya capacidad puede aprovecharse e n forma directa o por acumulación e n un d ispositivo. E s un tipo de energía limpia y renovable.
2.9
Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 2.1 Los siguientes enunciados corresponden a características de los estados de la materia. Decida cuáles son los correctos. a) Los gases se difunden con rapidez;; b) Los gases son incompresibles;; c) Los sólidos tienen forma y volumen defi nido;; d) Los sólidos cristalinos poseen forma tridimensional defi nida;; e) Los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene;; f) En un líquido los átomos o moléculas están separados por distancias menores que en un sólido. Análisis:
Este ejercicio se resuelve con la revisión sobre las características particulares que diferencian cada uno de los estados físicos de la materia. Un sólido es una sustancia formada por átomos, moléculas o iones, que se encuentran muy unidos entre sí, que los hace duros, difíciles de comprimir y poseen un arreglo tridimensional con volumen definido formando una red cristalina. Un líquido es una sustancia formada por partículas que se desplazan constantemente, no tienen forma propia y adoptan la forma del recipiente que los contiene. Un gas es una sustancia formada por partículas separadas entre sí, que se desplazan en todas las direcciones y ocupan los espacios disponibles. Los gases no tienen forma propia, se expanden fácilmente y también pueden ser comprimidos en recipientes más pequeños.
Solución: De acuerdo a lo expuesto sobre el tema concluimos que los enunciados a, c, d, y e son correctos y los enunciados b y f son incorrectos.
29
Ejercicio Nº 2.2 ¿Cuál de los siguientes procesos corresponde a un cambio físico? a) La combustión de la gasolina;; b) La putrefacción de la madera;; c) La oxidación de un clavo;; d) La evaporación de la acetona;; e) El funcionamiento de una pila en un radio transistor. Análisis: Los cambios físicos son aquellos que ocurren sin alterar la composición materia y cambian de forma o de estado de agregación. Solución: De lo expuesto el literal d representa un cambio físico, puesto que la acetona cambia su estado de agregación más no su composición química. El resto de los procesos indican cambio de composición de la materia.
Ejercicio Nº 2.3 ¿Cuál de los siguientes procesos es un cambio químico? a) La oxidación de un clavo;; b) El calentamiento de un cubo de hielo;; c) La separación de la sal del agua de mar;; d) La formación de vapor color violeta cuando los cristales de yodo se someten a calentamiento;; e) La infl amación de alcohol. Análisis: Cuando una sustancia reacciona con otra se producen cambios y pierde sus características originales, dando lugar a otra sustancia con propiedades diferentes, lo que constituye un cambio químico. Las sustancias químicas detalladas en los literales del b al e no cambian su composición química, simplemente cambia su estado físico (b, c, d y e) por efecto de la temperatura. Solución: El literal a es la respuesta correcta, en razón de que el clavo contiene hierro, el cual al oxidarse se transforma en herrumbre que es una sustancia, cuya base es el óxido de hierro III.
30
Ejercicio Nº 2.4 Identifique las fases de transición por las que pasan los siguientes procesos descritos en cada uno de los literales. a) Un pedazo de hielo seco que se evapora;; b) Cierta cantidad de acetona que se volatiliza;; c) La cera de una vela que se funde;; d) El gas de cocina que se comprime para envasarlo;; e) La formación de escarcha en la nevera. Análisis: Con ayuda del esquema 2.1 y de la descripción de cada una de las fases de transición, se identifican los cambios de fase que experimenta cada sustancia. Sublimación: es el proceso en el cual la materia pasa del estado sólido al estado gaseoso. Fusión: es el proceso en el cual la materia pasa del estado sólido al estado líquido. Vaporización: es el proceso en el cual la materia pasa del estado líquido al estado gaseoso. Solidificación: es el proceso en el cual la materia pasa del estado líquido al estado sólido. Licuefacción: es el proceso en el cual la materia pasa del estado gaseoso al estado líquido. De acuerdo a lo indicado, se identifica el cambio de estado que experimenta la sustancia descrita en cada proceso. Así: El hielo seco es un sólido que pasa al estado gaseoso. La acetona es una sustancia líquida que pasa al estado gaseoso. La cera es un sólido que por acción de la temperatura pasa a estado líquido. El gas de cocina al envasarlo se aplica presión para lograr el estado líquido. Cuando el agua se congela se solidifica formando hielo. Solución: Un pedazo de hielo seco que se evapora:
Hielo seco (CO2) sólido a gas → sublimación
Cierta cantidad de acetona que se volatiliza: Líquido a gas → vaporización La cera de una vela que se funde:
Sólido a líquido → fusión
El gas de cocina que comprime para envasarlo:
Gas a líquido → licuefacción
Un poco de agua que se convierte en hielo: Líquido a sólido → solidifi cación
31
Ejercicio Nº 2.5 Clasifique cada una de las siguientes sustancias de acuerdo a la clase de materia: acero, agua, aire, gasolina, bismuto, agua mineral, mercurio, hielo seco, vinagre, yeso, bronce, cal, cloro, torta de manzana. Análisis: Para responder correctamente, es necesario conocer primero la composición de las sustancias y a partir de ello lograr la clasificación. Para la mejor comprensión usaremos una tabla:
Solución: De acuerdo a la tabla, la respuesta de este ejercicio es la siguiente: 3 elementos, 4 compuestos, 6 mezclas homogéneas, 2 mezclas heterogéneas.
32
Ejercicio Nº 2.6 Identifique la cantidad total de propiedades físicas y químicas en el siguiente listado: El potasio es una sustancia que se encuentra combinada con otros elementos en la corteza terrestre como en el agua de mar y en organismos vivos. a) El potasio es un metal suave;; b) El color característico es plateado;; c) Reacciona vigorosamente con agua;; d) El potasio funde a 64ºC;; e) Es fácilmente adsorbido por el suelo;; f) Es soluble en amoniaco líquido;; g) Tiene una densidad de 0.86 g/cm3;; h) Forma una sal, cuando se lo combina con cloro;; i) En presencia de aire forma rápidamente una sustancia de color anaranjado;; j) Se obtiene por calentamiento del fl uoruro de potasio con carburo de calcio. Análisis: La suavidad, el color, la temperatura de fusión de este metal, la absorción, la solubilidad y la densidad son características relacionadas con el comportamiento físico. La reacción vigorosa del potasio con el agua, la combinación del potasio con cloro para formar una sal (cloruro de potasio), la formación de una sustancia al combinarse con el oxígeno del aire y la obtención del potasio al calentar fluoruro de potasio y carburo de calcio son claramente expresiones que involucran la formación de nuevas sustancias: Solución: De las alternativas citadas, los literales a, b, d, e, f y g corresponden a propiedades físicas y las propiedades químicas corresponden a los literales c, h, i, j;; por lo tanto existen 6 propiedades físicas y 4 propiedades químicas.
33
Ejercicio Nº 2.7 Indique el número de las propiedades químicas y físicas expresadas en el siguiente enunciado: El aluminio es un metal blando, que reacciona con el oxígeno del aire para formar una capa de óxido que lo protege de la corrosión posterior, es dúctil, maleable, que funde a una temperatura de 660ºC, liviano, buen conductor de calor y la electricidad, se obtiene a partir del mineral de bauxita fundido (Al2O3 . H2O) por medio de electrólisis, reacciona con ácido clorhídrico formando hidrógeno y cloruro de aluminio. Análisis: Para distinguir las propiedades físicas y químicas de la materia debemos considerar su significado. Propiedad física: es una cualidad que permite cambios en la materia sin que se altere su composición.: Propiedad química: aquella que permite el cambio alterando su composición de la materia. Con base a las definiciones de propiedades físicas y químicas, las siguientes características: blando, dúctil, maleable, la fusión del metal por acción de la temperatura, liviano, buen conductor del calor y la electricidad son propiedades físicas, ya que no cambian la naturaleza química del aluminio, pero son propiedades químicas la oxidación que produce óxido, su obtención por medio de la electrólisis y su comportamiento con el ácido clorhídrico, formando cloruro de aluminio e hidrógeno. Solución: De acuerdo a los términos indicados, el número de propiedades físicas y químicas que constan en el enunciado anterior son: 7 propiedades físicas y 3 propiedades químicas.
Ejercicio Nº 2.8 Una muestra de 1.205 g de potasio reacciona con 6.815 g de cloro, obteniéndose cloruro de potasio como único producto. Después de la reacción quedan 3.3 g de cloro sin reaccionar. ¿Qué masa de cloruro se formó?. Análisis: Al aplicar la ley de la conservación de la materia, es conveniente escribir los datos en forma de ecuación. Potasio + Cloro → Cloruro de potasio 1.205 g + 6.815 g → x + 3.3 g de cloro que no reacciona
34
Si quedan 3.3 g de cloro como único elemento sin reaccionar, esto significa que en realidad han reaccionado 1.205 g de potasio y 3.515 g de cloro, que es la diferencia entre 6.815 g y 3.3 g de cloro. Tal como indica la ley de la conservación de la materia, la suma de las masas de los reactivos que intervienen: 1.205 g de potasio + 3.515 g de cloro = 4.72 g de reactivos debe ser igual a la suma de las masa de los productos después de la reacción. Solución: La cantidad de 4.72 g es la masa resultante del cloruro de potasio (producto) y la diferencia de 3.3 g de cloro se quedará junto con el producto sin que participe en la reacción porque no existe la cantidad correspondiente de potasio para que el cloro reaccione completamente.
Ejercicio Nº 2.9 Una muestra de 0.320 g de magnesio reacciona con 0.933 g de cloro para formar 1.257 g de cloruro de magnesio. En una segunda muestra se utilizan 0.474 g de magnesio. ¿Cuánto producto se forma?. Análisis: Comencemos escribiendo los datos en forma de ecuación:
Muestra Nº 1: Muestra Nº 2:
Magnesio + Cloro 0.320 g + 0.933 g 0.474 g + x g
→ Cloruro de magnesio → 1.253 g → x g
Al igual que el ejercicio anterior, también aplicaremos la ley de la conservación de la materia, relacionando la cantidad en gramos de reactante y la cantidad en gramos del producto. Solución: Si en la muestra Nº 1 se requiere 0.320 g de magnesio para producir 1.253 g de cloruro de magnesio. ¿Cuánto se produce por 0.474 g de magnesio de la muestra Nº 2? Calculamos: 0.474 g magnesio x
1.253 g de cloruro de magnesio = 1.856 g de cloruro de magnesio 0.32 g de magnesio
35
La cantidad de producto que se forma es 1.856 g. Este dato nos permite determinar al mismo tiempo la cantidad de cloro requerida para la muestra Nº 2.
Muestra Nº 1: Muestra Nº 2:
Magnesio + Cloro 0.320 g + 0.933 g 0.474 g + 1.382 g
→ Cloruro de magnesio → 1.253 g → 1.856 g
Ejercicio Nº 2.10 El hidróxido de calcio o cal apagada Ca(OH)2 se usa para eliminar el exceso de dióxido de carbono (CO2) en las cámaras de conservación de frutas y verduras y se obtiene por la reacción de óxido de calcio (CaO) y agua (H2O). 220 g de óxido de calcio se necesitan para producir 290.7 g de cal apagada. ¿Qué cantidad de óxido de calcio y agua se requiere para obtener 350 g de cal? Análisis y Solución: Conviene primero plantear la ecuación y situar las cantidades que corresponden a cada componente. CaO
+
H2O
→ Ca(OH)2
220 g X g
+ 70.7 g → 290.7 g + Yg → 350.0 g
De acuerdo a la ley de la conservación de la materia, la masa total de los reactantes, debe ser igual a la masa total del producto, por lo tanto la diferencia entre la masa de la cal apagada y del óxido de calcio será la masa utilizada de agua. Dado que conocemos la relación de masas se puede calcular la cantidad requerida de los reactantes para formar los 350 g de cal: CaO = 264.9g
36
H2O=
85.1g
2.10
Ejercicios para resolver 1.
La materia y ¿qué hay de la energía? • ¿Puede destruirse la materia? • ¿Es constante la materia y la energía del universo? • ¿Es cierto que todo cuerpo posee una determinada cantidad de energía? • ¿Los cambios químicos y físicos implican variaciones de energía? • ¿Es necesaria la energía para realizar un trabajo químico? • ¿Son todas las formas de energía equivalentes?
2.
Mezclas y reacciones • ¿Cuál es la diferencia entre una mezcla homogénea y un compuesto? • ¿Es el agua de mar una solución o una mezcla? • ¿Se efectúan reacciones químicas en el cuerpo humano? • ¿Cuáles procedimientos se usan para separar los componentes de una mezcla? • ¿Se evidencia que ocurre una reacción química cuándo se prepara una mezcla? Explique.
3.
Sobre los cambios • Investiga sobre el fenómeno de la fotosíntesis y luego explica los cambios físicos y químicos que se producen. • Al cortar una fruta, la superfi cie del corte empieza a oscurecerse. ¿Es éste un cambio físico o químico? • ¿Cómo separarías las siguientes sustancias de sus componentes? Agua de una mezcla de agua y aceite. Sal de agua de mar. Aceite de los granos de maní o de las semillas de girasol.
4.
Algo sobre los productos elaborados • ¿Qué productos se pueden elaborar a partir de agua? • ¿Cómo se obtiene el papel? • ¿Existe alguna diferencia entre el alcohol antiséptico y el alcohol que se utiliza en las bebidas? • Tanto el vinagre como el agua mineral son elaborados con agua y ambos tienen adicionalmente otro compuesto formado por carbono, oxígeno e hidrógeno, entonces, ¿a qué se debe la diferencia?
37
5.
Clasifique los siguientes productos por el tipo de sustancia.. Sustancia
Elemento
Compuesto
Mezcla homogénea
Mezcla heterogénea
Pizza Leche Agua Neón Bronce 6.
Identifique las siguientes manifestaciones como cambios químicos o físicos:
• La descomposición de las frutas. • La deformación del vidrio por calentamiento. • La atracción de un pedazo de metal por un imán. • La revelación de una cinta fotográfica. • La fermentación de la cebada para la elaboración de la cerveza. • La evaporación del metanol. • La combustión de la acetona • La mezcla del vinagre con agua.
7.
En cada texto identifique las propiedades físicas y químicas. El zinc es un elemento conocido desde la edad media que se obtiene por tostación de la esfalerita (ZnS) en presencia de ácido sulfúrico. En pequeñas cantidades el zinc es importante para la vida de animales y plantas. Este elemento es de color blanco azulado y se funde fácilmente. En presencia de aire se forma carbonato básico de zinc que a su vez protege el metal cubierto por esta capa. En presencia de aire, el zinc se quema con una llama de color verde formando óxido de zinc. El zinc reacciona con ácidos y también lo hace lentamente en presencia de hidróxidos generando hidrógeno gaseoso, es ampliamente utilizado para galvanizar hierro.
El paladio se encuentra en la corteza terrestre acompañado de elementos como oro y platino, es de color blanco grisáceo, refleja fuertemente la luz, maleable, es más duro y menos denso que el platino. Absorbe mucho hidrógeno molecular en su red cristalina y se torna quebradizo, es resistente al aire, reacciona con el ácido nítrico formando cristales de nitrato de paladio que absorben moléculas de agua formando un hidrato.
El magnesio se encuentra en la naturaleza formando óxidos y sales;; como elemento es un metal liviano de color blanco plateado con una densidad de 1738 kg/m3.
38
A temperatura ambiente el magnesio reacciona con agua formando pequeñas burbujas de hidrógeno. Con ácido clorhídrico (HCl) produce calor e hidrógeno y en presencia de aire arde con una llama blanca intensa formando óxido de magnesio. El uso principal del metal está en la elaboración de aleaciones de aluminio y magnesio para envases de bebidas y componentes de automóviles. El polvo de magnesio aún se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y en bengalas. El titanio es un elemento abundante en la naturaleza, de color gris plata, maleable, dúctil, duro, ligero, con un punto de ebullición de 3533 K. Es muy utilizado en la industria aeronáutica por su resistencia tanto mecánica como a la corrosión. En la industria química es utilizado por su resistencia al ataque de los ácidos diluidos. En caliente el titanio arde con aire para obtener el dióxido de titanio, reduce el vapor de agua formando dióxido de titanio e hidrógeno;; cuando se combina con ácido clorhídrico forma el tricloruro de titanio. A temperaturas elevadas reacciona fácilmente con el hidrógeno y nitrógeno dando lugar al hidruro y nitruro de titanio respectivamente. El titanio tiene también propiedades biocompatibles debido a que es tolerado por los tejidos del organismo, lo que permite la aplicación de prótesis e implantes.
El azúcar es una sustancia de uso muy común, que se presenta como un sólido blanco, cristalino, de sabor dulce. Debido a su estructura molecular es fácilmente soluble en agua y cuando se somete a calentamiento severo se descompone principalmente en carbono y agua.
El cobre es un metal de color rojizo, con brillo metálico, buen conductor de electricidad, dúctil, y maleable, razón por la cual se lo usa para fabricar cables eléctricos. En presencia de aire, el color característico del cobre se torna rojo purpura por la formación de óxido de cobre (I) (Cu2O.) Con vinagre forma una mezcla venenosa de acetato de cobre de color verde. Los halógenos como el cloro y el bromo atacan con facilidad al cobre formando cloruros y bromuros. Con ácido sulfúrico reacciona formando sales de sulfato de cobre de coloración verde a azul, que suele aparecer en los ánodos de los acumuladores de plomo usados en los automotores.
8.
Cuál de las características del benceno (C6H6) representa una propiedad química? • Tiene una viscosidad de 6.73 x 10-4 kg/m.s;;
• Forma dióxido de carbono y agua al ponerse en contacto con la llama;;
• Se torna líquido a 278.6 K;;
• Hierve a 353.2 K;;
• Tiene una masa molar de 78.11 g/mol
9.
Una muestra de sal que procede de una salina tiene el 15.6 % de impurezas. ¿Cuál es la masa de la sal pura de una muestra que contiene 180 g?
39
10. El cloro se utiliza comúnmente en el proceso de desinfección del agua potable, cuando se lo combina con agua se forma ácido clorhídrico y ácido hipocloroso1, éste último es el causante de la destrucción de las bacterias. La reacción se representa como sigue: Cl2(g) + H2O(l) → HCl(ac) + HClO(ac)S
5 g de cloro son suficientes para reaccionar completamente con 1.27 g de agua y producir 2.57 g de HCl. ¿Qué cantidad de cloro necesitamos para producir 20 g de ácido hipocloroso?
11.
Un asistente de laboratorio tomó 65.4 g de zinc metálico y 32.1 g cristales de azufre originando una reacción violenta cuyo producto es sulfuro de zinc ¿Cuántos gramos del referido producto deben formarse si el asistente utiliza solamente 20 g de zinc?
12. En un experimento similar al anterior, se obtienen 20.25 g de agua cuando reaccionan 2.25 g de hidrógeno molecular. En otro experimento se utilizan 36.20 g de oxígeno. ¿Qué cantidad de agua se obtuvo en el segundo experimento?
13. El carbonato de calcio (CaCO3) se descompone completamente a altas temperaturas formando óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO2). Si 20 g del carbonato producen 11.2 g de óxido de calcio. ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se forma cuando se utilizan 79.55 g de carbonato?. Escriba además la reacción de descomposición.
14. Asigne el significado para las siguientes expresiones: propiedad química, propiedad de la materia, propiedad física, composición de la materia.
• Cualidad de una sustancia que no experimenta cambios en la composición;;
• Atributos que se utilizan para distinguir una sustancia de otra;;
• Relativo a las partes constituyentes de una muestra;;
• Capacidad de la materia para experimentar una transformación.
1
Nomenclatura tradicional
40
CAPÍTULO #
3
Elementos y compuestos Sumario 3.1
Nombres y símbolos de los elementos
3.2
Tabla periódica y las propiedades físicas de los elementos
3.3
Ley de las proporciones definidas
3.4
Ley de las proporciones múltiples
3.5
Ejercicios de aplicación
3.6
Ejercicios para resolver
Aceptando el hecho de que la materia existe en todas las sustancias, es deseable desarrollar categorías en las que se puedan ubicar las diferentes muestras de materia para así facilitar su descripción. Comenzamos describiendo una clase de sustancia que no es susceptible de ser reducida a materiales más simples por cambios químicos ni por físicos, éstos son los elementos químicos, que al momento son 118, los cuales varían ampliamente en su abundancia, algunos de ellos son de reciente creación y de los cuales no se conocen todas sus propiedades químicas y físicas. Alrededor de 90 elementos químicos existen en la naturaleza en diferentes estados de agregación, la mayoría de ellos en estado sólido, algunos en forma gaseosa y unos pocos en estado líquido.
41
El nombre de los elementos tiene distinto origen, algunos de ellos llevan el nombre de renombrados científicos. A los elementos químicos se les ha asignado un símbolo para poder reconocerlos y simplificar el lenguaje de la química. Fue el químico Sueco J. Berzelius quien inventó un sistema sencillo de notación química utilizando símbolos que eran letras tomadas del elemento. En la actualidad estos símbolos se utilizan en todo el mundo. Por acuerdo internacional se le asignan a cada elemento una o dos letras como símbolo químico, que siempre se mantiene, mientras que el nombre de un elemento puede diferir de un idioma a otro. Una segunda clase de sustancia comprende los compuestos químicos que son combinaciones de dos o más elementos diferentes. El número de compuestos químicos que se conocen es de varios millones, cuya complejidad abarca desde el agua ordinaria hasta moléculas como el ácido desoxirribonucleico; conocido como ADN y considerado como portador de la información genética necesaria para el desarrollo y funcionamiento de los seres vivos. Así como los elementos químicos se describen por símbolos, los compuestos químicos utilizan las fórmulas para representar la combinación de los elementos. Figura 3.1: Cadena ADN
Los elementos que integran las combinaciones deben guardar una relación constante. Esta relación se describe en el enunciado de la ley de las proporciones definidas o ley de la composición constante, que dice: “Cuando dos o más elementos químicos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación constante entre sus masas”.
42
Esto significa que la relación de masas de cada elemento que forma un mismo compuesto siempre es igual, sin importar la cantidad en masa total del compuesto, por ejemplo por cada 56 g de óxido de calcio (CaO) habrá 40 g de calcio y 16 g de oxígeno y si tenemos 112 g de CaO tendremos 80 g de calcio y 32 g de oxígeno, es decir en cada caso la relación será:
40 g de calcio 16 g de oxígeno
=
80 g de calcio 32 g de oxígeno
= 2.5
La ley de las proporciones definidas demostrada por Proust no impide que los mismos elementos se combinen para formar diferentes compuestos. A este reconocimiento llegó Dalton al formular la ley de las proporciones múltiples:
“Los pesos de uno de los elementos de un compuesto combinados con un mismo peso del otro guardarán entre sí una relación de números enteros sencillos”. Esto significa que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números pequeños enteros. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno pueden formar dos compuestos; el monóxido de carbono con la fórmula CO y también el dióxido de carbono, cuya fórmula es CO2. El cálculo de la relación de masas de los elementos de ambos compuestos; tomadas de la tabla periódica, nos permite apreciar lo indicado en el enunciado de Dalton:
Relación de masa para el CO = Relación de masa para el CO2 = Relación de números enteros =
Masa del oxígeno Masa fija del carbono Masa del oxígeno Masa fija del carbono 2.666 1.333
=
= =
16 uma 12 uma
= 1.333
2 x 16 uma 12 uma
=
32 uma 12 uma
= 2.666
2 1 43
3.1
Nombres y símbolos de los elementos Los símbolos de los elementos son parte del lenguaje químico y nos ayuda a representar las diferentes clases de materia. Los símbolos químicos de los elementos son una representación de los átomos de los elementos. Un símbolo está formado por una letra mayúscula o dos letras del nombre del elemento en latín o griego. Los símbolos de los elementos, cuyos nombres empiezan con la misma letra, son los que constan de dos letras, una mayúscula y otra minúscula.
C
Ca
Cd
Carbono
Calcio
Cadmio
3.2
Tabla periódica y las propiedades físicas de los elementos La tabla periódica es una herramienta de información química organizada para describir las propiedades físicas de los elementos.
44
La tabla periódica nació de la necesidad de tener un ordenamiento de los elementos químicos que facilitara su estudio de manera sencilla. El científico ruso Dimitri Mendeléyev propuso este ordenamiento con base al peso atómico, lo cual fue rectificado cuando se determinó la existencia de las cargas positivas en el núcleo del átomo. En la moderna tabla periódica, los elementos están ordenados de acuerdo al número atómico, pero ésta es una de las formas del ordenamiento, ya que los elementos también están agrupados de acuerdo a la similitud de las propiedades físicas y químicas, es así que con la ayuda de la tabla periódica se pueden determinar muchas propiedades como por ejemplo el carácter metálico, el estado físico, la tendencia a la oxidación, la facilidad para conducir la corriente eléctrica, la densidad, entre otras.
18 VIII A
1 IA 1
H
1.00794 3
2 II A
13 III A
4
Li
14 IV A
5
Be
15 VA 7
6
B
16 VI A
C
O
10
F
6.941
9.0121
26.9815
12.011
14.0067
15.9994
18.9984
11
12
13
14
15
16
17
26.9815
28.0855
30.9738
32.065
35.4527
31
32
33
34
35
Na
Mg
22.9898
24.305
19
20
K
Ca
3 III B
4 IV B
5 VB
6 VI B
7 VII B
21
22
23
24
25
Sc
Ti
V
Cr
8
9 VIII B 27
26
Mn
10
Fe
28
Co
Ni
11 IB
12 II B
29
30
Cu
Al
Zn
Si
Ga
Ge
P
S
As
Se
18
44.9559
47.88
50.9415
51.9961
54.9381
55.847
58.9332
58.693
63.546
65.39
69.723
72.59
74.9216
78.96
79.904
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
85.4678
87.62
88.9059
55
56
Cs
132.905 87
Fr
(223)
Ba
137.327 88
Ra
226.025
57
La
138.906 89 Ac
227.028
Serie de lantánidos Serie de actínidos
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
92.9064
95.94
(98)
101.07
102.9055
106.42
107.8681
112.411
114.82
118.69
121.75
118.69
126.904
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
Kr
83.80 54
l
91.22
Hf
39.948 36
40.078
Y
Ar
Br
37
Sr
Ne
20.1797
Cl
39.0983
Rb
He
4.0026
9
8
N
2
17 VII A
Xe
131.30 86
At
Rn
178.49
180.948
183.85
186.207
190.23
192.22
195.08
196.967
200.59
204.383
207.2
208.9804
(209)
(210)
(222)
104
105
106
107
108
109
(261)
(262)
(263)
(262)
(265)
(268)
110 Ds (281)
111 Rg (280)
112 Cn (285)
113 Uut (284)
114 Fl (289)
115 Uup (288)
116 Lv (293)
117 Uus (294)
118 Uuo (294)
Rf
Db
58
Ce
140.115 90
Th
232.038
Sg
59
Pr
Bh
60
Nd
140.908
144.24
91
92
231.038
238.029
Pa
U
Hs
61
Pm
(145) 93
Np
237.048
Mt
62
Sm
150.36 94
Pu
(244)
63
Eu
151.965 95
Am
(243)
64
Gd
157.25 96
Cm
(247)
65
Tb
158.925 97
Bk
(247)
66
Dy
162.50 98
Cf
(251)
67
Ho
164.930 99
Es
(252) (257)
68
Er
167.26 100
Fm
(257)
69
Tm
70
Yb
71
Lu
168.934
173.04
174.967
101
102
103
(258)
(259)
(260)
Md
No
Lr
Figura 3.2: Tabla periódica de los elementos
Para distinguir mejor las diferentes características de los elementos, los casilleros de la tabla se presentan en diferentes colores. Así, los elementos en los casilleros de color rosa tienen características no metálicas, aquellos que están en los casilleros de color café son metaloides, es decir se comportan como metales y como no metales y el resto de elementos que están en los casilleros de color amarillo claro son elementos metálicos. Los elementos en los campos celestes son los llamados gases nobles y los que están en los casilleros de las dos filas inferiores son los lantánidos y actínidos. Los elementos que pertenecen a los grupos 3 al 12 se conocen como metales de transición.
45
3.3
Ley de las proporciones definidas ¿Es el mismo compuesto o es otro diferente? Para resolver esta interrogante hay que calcular la relación de las masas de los elementos que forman el compuesto. Joseph Louis Proust demostró que un compuesto está constituido por los mismos elementos y en iguales proporciones de masa independientemente de su origen, sea éste obtenido en un laboratorio o de fuentes naturales. Estas observaciones contribuyeron a formular la ley de las proporciones definidas:
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación de masa invariable”.
3.4
Ley de las proporciones múltiples Investiga: ¿Pueden existir dos compuestos que tengan los mismos elementos? Más tarde, John Dalton formularía la primera ley confirmando la conclusión de Proust. “En los compuestos químicos los elementos se combinan siempre en la misma proporción”. Esta ley implica que los compuestos están formados por moléculas y éstas están formadas por un número definido de átomos. En 1804 Dalton explica los datos experimentales obtenidos con relación a la naturaleza de la materia en la segunda ley, según la cual ciertos elementos se pueden cambiar en más de un conjunto de proporciones para formar compuestos diferentes y que se conoce como la ley de las proporciones múltiples:
“Si dos elementos forman más de un compuesto, las diferentes masas de uno de los elementos que se combinan con una masa fija del segundo elemento guardan entre sí una proporción sencilla en números enteros”. 46
3.5
Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 3.1 Clasifique las siguientes muestras de materia como: elementos, compuestos y mezclas. Alambre de cobre Pieza de bronce Aluminio Hielo seco
Herrumbre Azufre Aire Nitrógeno líquido
Sal común Etanol Nieve Mercurio de un termómetro
Análisis: Para clasificar las muestras de materia descritas en el ejercicio se debe hacer la distinción entre los conceptos de elemento, compuesto y mezclas, cuyas definiciones se encuentran en el subtema 2.5 sobre clasificación de la materia. Solución: Elementos: alambre de cobre, aluminio, azufre, nitrógeno líquido, mercurio del termómetro. Compuestos: hielo seco, herrumbre, sal común, etanol, nieve. Mezclas: pieza de bronce, aire.
Ejercicio Nº 3.2 Utilice una línea para establecer la correspondencia entre el nombre y el símbolo del elemento. Cl Cobalto Ca Cromo Cs Californio Cr Calcio Cd Cesio C Cerio Cf Cobre Cu Cloro Co Cadmio Ce Carbono 47
Análisis: Para relacionar los nombres y símbolos es conveniente recurrir a la lista de los elementos con sus respectivos símbolos que se encuentra en la contraportada del libro y recordar que los símbolos de los elementos se forman con una letra mayúscula o la primera letra mayúscula y la segunda minúscula del nombre del elemento. Para los elementos cuyos nombres empiezan con la misma letra se aplica la segunda o la tercera del nombre. Ej.: boro (B), berilio (Be) y bario (Ba). Solución: Elemento Cloro Calcio Cesio Cromo Cadmio
Símbolo del elemento Cl Ca Cs Cr Cd
Elemento Carbono Californio Cobre Cobalto Cerio
Símbolo del elemento C Cf Cu Co Ce
Ejercicio Nº 3.3 De la siguiente lista, identifique los elementos que en condiciones normales se encuentran en estado sólido, líquido o gaseoso. Sodio, aluminio, neón, carbono, mercurio, bromo, yodo, nitrógeno, hierro, boro. Análisis: Para conocer el estado físico de los elementos, debemos hacer uso de la tabla periódica que se encuentra en la figura 3.2, en ella reconoceremos que existen 2 elementos en estado líquido: el bromo y el mercurio, 11 elementos en estado gaseoso: hidrógeno, helio, nitrógeno, oxígeno, fluor, neón, cloro, argón, criptón, xenón y radón;; y el resto son elementos en estado sólido. Solución: De los elementos que constan en la lista concluiremos que hay 6 elementos sólidos, 2 gases y 2 líquidos. Sólidos: sodio, aluminio, carbono, yodo, hierro, boro. Líquidos: mercurio, bromo. Gases: neón, nitrógeno.
48
Ejercicio Nº 3.4 Algunos elementos tienen la tendencia a presentarse en forma diatómica. ¿Cuál de los siguientes gases son diatómicos? Hidrógeno, oxígeno, helio, xenón, argón, flúor, cloro, radón, nitrógeno, neón. Análisis: La tabla periódica es una fuente importante de información, que será de mucha ayuda para comprender los temas que se presentan. De todos los elementos que constan en la tabla periódica, 7 de ellos se presentan en forma diatómica, es decir formando una molécula y otros 6 son los llamados gases nobles, que son monoatómicos y se encuentran en la columna del extremo derecho de la tabla.
N2: Nitrógeno; O2: Oxígeno; H2: Hidrógeno; F2: Flúor; Cl2: Cloro; I2: Yodo; Br2: Bromo Solución: Los gases diatómicos que están en la lista son los siguientes: hidrógeno, oxígeno, flúor, cloro y nitrógeno.
Ejercicio Nº 3.5 En la siguiente lista constan algunos símbolos de elementos. Identifica entre ellos los elementos que presentan características metálicas: S, Mn, N, Pb, Sn, Sb, Ni, F, Ag, P. Análisis: Recurriremos nuevamente a la tabla periódica, en donde los elementos se encuentran agrupados de acuerdo a sus propiedades. Las diferentes características de los elementos se distinguen en la tabla por los colores de los casilleros. Así, los elementos no metálicos están en los casilleros de color rosa, los metaloides en los casilleros de color café y el resto de elementos que están en los casilleros de color amarillo claro son elementos metálicos. Aquellos elementos que se encuentran en el último grupo de la derecha (campos celestes) son los gases nobles. Solución: De los elementos de la lista tenemos cinco metales: manganeso, plomo, estaño, níquel y plata. También podemos identificar las características del resto de elementos, cuatro no metales: azufre, nitrógeno, flúor y fósforo;; y un metaloide: antimonio.
49
Ejercicio Nº 3.6 ¿Cuál de las siguientes opciones corresponde a la ley de las proporciones definidas? a) Al formarse un compuesto los elementos se combinan en cualquier proporción; b) Para formar un compuesto, los elementos se unen siempre en la misma proporción de masas; c) Al combinarse dos elementos la masa de uno de ellos permanece constante y la del otro varía en proporción de números enteros sencillos; d) Al unirse los elementos para formar un compuesto existe una relación geométrica de sus masas; e) La masa total de las sustancias presentes antes de una reacción es invariablemente igual a la masa total de los productos después de la reacción. Análisis: La ley de las proporciones definidas se aplica a los compuestos químicos y establece que cuando dos o más elementos forman un compuesto, cada uno de estos elementos se mantiene en la misma proporción de masas, también se puede decir que cada elemento está presente en el compuesto en el mismo porcentaje. Solución: La opción b interpreta correctamente el significado de la ley de las proporciones definidas, llamada también ley de la composición constante.
Ejercicio Nº 3.7 En una muestra de 120 g que solo contiene hierro y oxígeno se determinó que había 93.28 g de hierro y el resto de oxígeno. ¿Cuántos gramos de oxígeno habría en 150 g? Análisis: Para resolver este ejercicio debemos recordar la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas. Masa de la muestra que contiene hierro y oxígeno = masa de hierro + masa de oxígeno Solución: Masa de oxígeno = 120 g hierro y oxígeno - 93.28 g de hierro = 26.72 g de oxígeno 26.72 g Porcentaje de Oxígeno = x 100% = 22.27 120 g Luego calcularemos cuantos gramos representan el 22.27% en la muestra de 150 g. 22.27 Masa de oxígeno presente en los 150 g de la muestra: 150 g x = 33.41 g 100 En los 150 g de la muestra que contiene hierro y oxígeno hay 33.41 g de oxígeno y la diferencia, es decir 116.59 g son de hierro.
50
Ejercicio Nº 3.8 El resultado de un análisis de tres muestras se encuentra indicado en la siguiente tabla. ¿Cuáles muestras corresponden al mismo compuesto y cuál es diferente?
Compuestos Hidrógeno Oxígeno
Muestra A 2.82 g 22.58 g
Muestra B 4.09 g 32.71 g
Muestra C 1.68 g 26.92 g
Análisis: Para resolver este ejercicio se debe entender que los datos proporcionados representan la relación exacta de los elementos en cada uno de los compuestos de las respectivas muestras, es decir que en cada muestra se cumple la ley de las proporciones definidas, llamada también ley de la composición constante. Solución: En este caso, es conveniente calcular la relación hidrógeno/oxígeno en cada muestra: Muestra A:
masa de hidrógeno
masa de oxígeno
=
2.82 g 22.58 g
= 0.125
Muestra B:
masa de hidrógeno 4.09 g = = 0.125 masa de oxígeno 32.71 g
Muestra C:
masa de hidrógeno 1.68 g = = 0.062 masa de oxígeno 26.92 g
Los resultados revelan que la relación de los elementos de las muestras A y B son iguales y corresponden al mismo compuesto y la de ambas muestras con respecto a la C son diferentes.
Ejercicio Nº 3.9 Tres muestras de carbono se quemaron completamente en presencia de oxígeno y se obtuvo un solo producto en cada caso. Las masas se detallan en la siguiente tabla Muestras A B C
Masa de la muestra de carbono [ g ] 2.05 3.60 4.20
Masa del producto [ g ] 4.78 13.2 15.4
Descubra entre las siguientes alternativas el enunciado incorrecto: a) La muestra B reacciona con exactamente 9.6 g de oxígeno; b) El carbono y el oxígeno se encuentran en la misma composición fija en el producto A y B;;
51
c) El producto que se obtiene de la muestra B y C es el mismo compuesto; d) Los datos de las muestras A y C establecen que los productos A y C tienen una proporción diferente; e) Un gramo de carbono de la muestra C reacciona con 2.66 g de oxígeno para formar 3.66 g de producto C. Análisis: En este espacio analizaremos cada alternativa utilizando para ello el significado de la ley de las proporciones definidas y de la conservación de la materia. A partir de la lectura se desprende que cada muestra de carbono reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono como único producto. Solución: Alternativa a: según la ley de la conservación de la materia la suma de las masas de los reactantes es igual a la masa de los productos. Por lo tanto si hay 13.2 g de producto y 3.6 g de reactante la diferencia será la masa del oxígeno que reaccionó, esto es 9.6 g. Alternativa b: se procede al cálculo aplicando la ley de las proporciones definidas. Muestra A: Muestra B:
masa de carbono masa de oxígeno masa de carbono masa de oxígeno
= =
2.05 g 2.73 g 2.6 g 9.6 g
= 0.75 = 0.375
Alternativa c: cuando se quema el carbono y el oxígeno se obtiene siempre dióxido de carbono, mientras la oxidación sea completa y no se especifique en el ejercicio lo contrario. Alternativa d: aquí se deben realizar los cálculos para establecer la relación de masas para la muestra A y la muestra C. Dado que la relación para la muestra A ya ha sido calculada, solo lo haremos para la muestra C. masa de carbono 4.2 g Muestra C: = = 0.375 masa de oxígeno 11.2 g Entonces, la muestra A y la C son compuestos diferentes. Alternativa e: aquí se aplica la ley de la conservación de la materia. 1 g de carbono + 2.66 g de oxígeno → 3.66 g de dióxido de carbono (producto) Después de los cálculos correspondientes se concluye que la alternativa b es incorrecta, puesto que la relación carbono/oxígeno en las muestras A y B son diferentes.
52
Ejercicio Nº 3.10 Dos muestras A y B que contienen sólo cobre y bromo fueron analizados y presentaron los siguientes resultados en su composición. Compuestos Cobre Bromo
Muestra A 31.75 g 40.0 g
Muestra B 12.7 g 32 g
¿Son estas muestras el mismo compuesto o compuestos distintos? ¿Apoyan estos datos la ley de las proporciones definidas o la ley de las proporciones múltiples? Análisis: En este ejercicio se presentan 2 muestras que están formadas por dos elementos y se debe demostrar mediante cálculos, si las dos muestras corresponden a los mismos compuestos o son diferentes, en cuyo caso se emplean las definiciones de la ley de las proporciones definidas y la ley de proporciones múltiples. Solución: Para determinar si son o no el mismo compuesto hay que calcular el porcentaje en el que uno de los elementos está representado en el compuesto. (Como en los casos anteriores también podemos calcular cuanta masa de un elemento se requiere para cada gramo del otro elemento). Muestra A:
% cobre
Muestra B:
% cobre
masa de cobre masa de muestra A masa de cobre
masa de muestra B
= =
31.75 g 71.75 g
x 100 = 44.25%
12.7 g x 100 = 28.41% 44.7 g
El porcentaje diferente en que el cobre está representado en las distintas muestras puntualiza que los compuestos son diferentes y que se cumple la ley de las proporciones múltiples. Podemos confirmar lo indicado, calculando la relación de números enteros pequeños entre un compuesto y otro. El primer paso es encontrar la relación de masa del bromo con respecto al cobre: 40.0 g de bromo 31.75 de g cobre
= 1.26 g de Br/g Cu;
32 g de bromo 12.7 g de cobre
= 2.52 g de Br/g Cu
La proporción de la masa de bromo en la muestra B con respecto a la muestra A es: Muestra B Muestra A
=
2.52 g de Br 1.26 g de Br
=
2 1
La masa de bromo en la muestra B es dos veces mayor que la muestra A, para una masa fija de cobre, estos datos apoyan la ley de las proporciones múltiples.
53
Ejercicio Nº 3.11 El nitrógeno y el oxígeno se combinan para formar dos óxidos diferentes. La muestra A contiene 46.7% de nitrógeno y la muestra B contiene 36.4% de oxígeno. Determine la masa del nitrógeno por 1.0 g de oxígeno para los dos compuestos y luego compruebe si los datos apoyan la ley de las proporciones múltiples. Análisis: Los datos en el presente ejercicio se indican en porcentajes para los dos elementos y se debe demostrar mediante cálculos, si las dos muestras corresponden a los mismos compuestos o son diferentes, en cuyo caso se emplean los conceptos de la ley de las proporciones definidas y múltiples. Solución: En este ejercicio se requiere convertir los porcentajes a masas tomando como punto de partida 100 g y luego determinaremos la relación de masas. Muestra A:
46.7 g de nitrógeno y 53.3 g de oxígeno
masa de nitrógeno 46.7 g de nitrógeno = = 0.876 g de nitrógeno/1 g de oxígeno; masa de oxígeno 53.3 g de oxígeno Muestra B:
63.6 g de nitrógeno y 36.4 g de oxígeno
masa de nitrógeno 63.3 g de nitrógeno = = 1.747 g de nitrógeno/1 g de oxígeno; masa de oxígeno 36.4 g de oxígeno Paso seguido se establece la relación de las masas del nitrógeno del compuesto de la muestra B con respecto a la muestra A.
Relación de masas muestra B 1.747 = Relación de masas muestra A 0.876
=
2 1
La distinta relación de masas de los elementos en cada muestra nos indica que se trata de dos compuestos diferentes y la relación de masas es de 2 a 1 lo que significa que la muestra A es monóxido de nitrógeno (NO) y la muestra B es dióxido de nitrógeno (NO2).
54
3.6
Ejercicios para resolver 1.
Preguntas de repaso.
• ¿Cuál es la diferencia entre un elemento y un compuesto?
• ¿Cuántos elementos están representados por símbolos compuestos por dos letras del alfabeto?
• ¿Son todos los elementos monoatómicos?
• ¿Existen más elementos metálicos que no metálicos? • ¿Se puede conocer la composición de las sustancias mediante la ley de las proporciones definidas?
• ¿Son los compuestos en la naturaleza más abundantes que los elementos?
• ¿Es aplicable la ley de las proporciones múltiples en cualquier tipo de compuesto?
2.
De acuerdo a la clase de materia determine la cantidad de elementos, compuestos, mezcla homogénea y heterogénea que se señalan en la siguiente lista: un pedazo de hielo, 1 hoja de papel bond, un trozo de amalgama, un litro de agua de mar, el alcohol de un termómetro, 100 mL de vino tinto, 1 gramo de oro de 24 quilates, una ensalada de frutas.
3.
Investigue e indique cuales son los 10 primeros elementos más abundantes en la corteza terrestre.
4.
Con ayuda de la tabla periódica indique el período que posee más elementos no metálicos y el que tiene más elementos metálicos.
5.
Investigue la cantidad de elementos lantánidos y actínidos presentes en la tabla periódica.
6.
El nitrógeno y el oxígeno forman los siguientes compuestos: N2O, NO, N2O3, N2O4, N2O5 y N2O7. ¿Cuál es la relación de masas del nitrógeno y el oxígeno en cada uno de los compuestos?
7.
Cite 10 elementos que comúnmente se usa en la vida diaria.
8.
Cuando 3.02 g de hidrógeno reaccionan con un exceso de oxígeno, se forman 27.18 g de agua. En un experimento adicional se descompone una muestra de agua por medios electrolíticos y produce 1.41 g de hidrógeno y 11.25 g de oxígeno. ¿Cumplen estos resultados con la ley de las proporciones definidas?
9.
Después del análisis de tres muestras se determinó que contenía carbono e hidrógeno en las siguientes cantidades en gramos.
55
Elemento
Muestra A
Muestra B
Muestra C
Carbono
81.82
228.15
35.64
Hidrógeno
18.18
25.35
7.92
a) ¿Corresponden las muestras A, B y C al mismo compuesto? b) ¿Cuál de las muestras cumple con la ley de las proporciones múltiples? 10.
Durante la reacción completa del metal aluminio con el oxígeno se forma un óxido. Un análisis de tres muestras determinó que contenían oxígeno y aluminio en las siguientes cantidades: Elemento
Muestra A
Muestra B
Muestra C
Oxígeno
20.8 g
28.8 g
25.6 g
Aluminio
23.38 g
32.38 g
28.78 g
a) ¿Cuál de las muestras cumplen con la ley de las proporciones definidas?
11.
A inicios del siglo XIX tanto Proust como Dalton formularon las leyes ponderales, identifique entre los dos enunciados el que corresponda a la ley de las proporciones definidas y la ley de las proporciones múltiples “En un compuesto dado, los elementos que lo forman se combinan siempre en las mismas proporciones, sin importar el origen y del modo de la preparación del compuesto”. “Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con el mismo peso del otro, están en una razón de números enteros pequeños”.
12.
56
Busque los nombres de elementos que se encuentran en forma vertical en la siguiente sopa de letras. U
R
A
N
I
O
L
P
F
V
O
A
I
L
R
I
L
M
N
A
A
N
I
O
D
T
N
A
T
N
I
I
C
G
I
I
O
N
I
R
O
O
N
O
O
E
I
O
13.
De acuerdo a la posición de los elementos en la tabla periódica, escriba en la columna de la derecha si el enunciado de cada fila es verdadero o falso. Enunciado
VoF
El boro es un metaloide El bromo es un sólido y el yodo es un líquido La plata es mejor conductora de electricidad que el cobre El rubidio es más metálico que el potasio Tanto el hidrógeno como el cloro son gases El azufre conduce la electricidad. El arsénico tiene características tanto metálicas como no metálicas El nitrógeno es más liviano que el bismuto
14. Identifique y señale los elementos, cuyos símbolos se encuentran en la siguiente lista Pt
15.
B
Te
Sc
F
As
Plomo
Boro
Terbio
Escandio
Fósforo
Astato
Platino
Bario
Teluro
Erbio
Francio
Arsénico
Plata
Berilio
Torio
Estroncio
Flúor
Americio
Paladio
Bromo
Tecnecio
Estaño
Fermio
Actinio
En el siguiente grupo de elementos: hierro, fósforo, vanadio, xenón, boro, nitrógeno tenemos 3 metales, 2 metales de transición, 2 metaloides, 2 no metales ¿Cuál de las aseveraciones es la correcta?
16. Identifique el grupo y el periodo en el que se encuentra cada uno de los siguientes elementos dentro de la tabla periódica: Osmio, germanio, estroncio, níquel y radón. 17. De la siguiente lista de elementos, clasifique aquellos que normalmente se encuentran en estado sólido, líquido o gaseoso: Berilio, bromo, calcio, carbono, criptón, estaño, mercurio, oxígeno, silicio y titanio.
57
18.
Algunos elementos tienen la tendencia a presentarse en forma diatómica. ¿Cuál de los siguientes gases son diatómicos?: Hidrógeno, oxígeno, helio, xenón, argón, flúor, cloro, radón, nitrógeno, neón.
19.
Tres muestras de nitrógeno combustionaron a altas temperaturas en presencia de oxígeno y se obtuvo un solo producto en cada caso. A partir de los datos de la tabla determine la cantidad de oxígeno utilizado y compruebe si los productos que se obtuvieron de cada muestra corresponden al mismo producto o son diferentes.
Muestras
Masa de la muestrade nitrógeno [ g ]
Masa del oxígeno utilizado [ g ]
Masa del producto [ g ]
Muestra A
5.2
11.14
Muestra B
7.8
12.26
Muestra C
6.5
21.36
20.
Dos muestras que tienen en su composición hierro y cloro fueron sometidas a un análisis y dieron los siguientes resultados: Muestra
Fe
Cl
Muestra A
111.7 g
141.8 g
Muestra B
167.6 g
319.1 g
¿Se trata del mismo compuesto o son diferentes?
58
CAPÍTULO #
4
Estructura electrónica de los átomos Sumario 4.1
Constitución del átomo: partículas subatómicas
4.2
Número atómico y masas atómicas relativas
4.3 Teorías sobre el desarrollo conocimiento de la materia 4.4
Teoría atómica de Niels Bohr
4.5
Modelo cuántico del átomo
4.6 Configuraciones electrónicas 4.7
Ejercicios de aplicación
4.8
Ejercicios para resolver
del
El átomo: ¿Qué tan pequeño es? ¿Cómo se conforma? ¿Son los protones y los neutrones las únicas partículas del átomo? ¿Qué tan distantes están las partículas unas de otras? La pregunta acerca de cómo está constituida la materia, es algo que el hombre siempre se ha cuestionado y que perdura desde hace muchos siglos, así los griegos nos legaron la palabra átomo (sin división), pensando que éste era la partícula más pequeña de la materia, hasta que posteriormente, en el siglo XIX;; se comprobó la existencia de partículas subatómicas.
59
En el transcurso del desarrollo del conocimiento de la estructura de la materia, se formularon algunas teorías atómicas en las que intervinieron destacados científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, entre otros. Todas estas teorías tienen sus limitaciones ya que no explican satisfactoriamente la naturaleza de la materia. Los aportes realizados en el siglo XX por Max Planck, Niels Bohr, Arnold Sommerfeld, Louis de Broglie, Werner Heisenberg enriquecieron el conocimiento sobre el comportamiento del electrón, que dio lugar al desarrollo de la teoría de la mecánica cuántica, según la cual el electrón posee una propiedad dual de materia y energía;; es decir tiene características de onda y de partícula. A partir de esta teoría, Erwin Schrödinger y Max Born, desarrollaron el nuevo modelo mecánico cuántico del átomo, cuyo estado electrónico se describe mediante la ecuación de ondas de Schrödinger que involucra los llamados números cuánticos, que sirven para construir la configuración electrónica de los elementos.
4.1
Constitución del átomo: partículas subatómicas En la actualidad se considera al átomo como la parte material más pequeña de un elemento que contiene en su interior partículas subatómicas denominadas electrones, protones y neutrones. Adicionalmente, existen más partículas subatómicas como los quarks y los gluones, pero nos dedicaremos a las partículas más conocidas. El núcleo contiene protones y neutrones llamados también nucleones y los electrones que se encuentran en movimiento rodeando al núcleo. Los electrones son partículas sumamente pequeñas cargadas negativamente, los protones son partículas con carga positiva con una masa relativa mayor a la del electrón y los neutrones no tienen carga pero su masa es muy similar a la del protón. (Tabla 4.1)
Partícula
Abreviación
Masa (kg)
Masa (uma)
Carga relativa
Descubridor
Electrón
e-
9.10 x 10-31
0.0005486
-1
Thomson (1896)
Protón
p
1.67262 x 10-27
1.00728
+1
Rutherford (1920)
Neutrón
n
1.67493 x 10-27
1.00867
0
Chadwick (1932)
Tabla 4.1: Características de las partículas subatómicas
60
Las partículas subatómicas;; protones, neutrones y electrones en cualquier elemento se las representa de la siguiente manera: A Z
X
De donde A es el número de masa que es igual a la suma de protones (Z) y neutrones (n) y siempre es un número entero. A=n+Z Z es el número atómico que representa la cantidad de protones en el núcleo del átomo e identifica a cada elemento, es decir no hay elementos diferentes con igual número de protones. Z = protones Un átomo es eléctricamente neutro lo que significa que el número de cargas negativas y positivas son iguales. Existen diferentes tipos de átomos con igual número de masa y se llaman isóbaros, como también diferentes tipos de átomos que tienen igual número de neutrones y se denominan isótonos y los isótopos que son átomos de un mismo elemento con diferente número de neutrones y por lo tanto diferente número de masa. (Tabla 4.2)
Isótopo
Protones (p+)
Electrones (e-)
Neutrones (n)
Número de masa (A)
C
6
6
6
12
C
6
6
8
14
O
8
8
8
16
O
8
8
9
17
O
8
8
10
18
B
5
5
5
10
B
5
5
6
11
Tabla 4.2: Algunos ejemplos de isótopos
Los átomos pueden ganar o perder electrones;; en estas circunstancias pierden la neutralidad, presentan cargas y reciben el nombre de iones. Si los iones son negativos se denominan aniones y si son positivos cationes.
61
4.2
Número atómico y masas atómicas relativas Los átomos poseen un determinado número de protones (carga positiva en su núcleo), que como se indicó anteriormente identifican al elemento y constituye la base del ordenamiento periódico actual. Los átomos a pesar de ser tan diminutos tienen masa, pero la misma es tan pequeña que no se la puede determinar de manera absoluta y hacemos uso de masas atómicas relativas que son el promedio de las masas de todos los isótopos naturales que tiene un elemento, las mismas que han sido determinadas con relación al isótopo 12C, al cual se le han asignado 12 unidades de masa atómica (uma), y por lo tanto 1 uma corresponde a 1/12 del 12C, por esta razón las masas atómicas de los elementos se expresan en uma. De tal manera que la masa atómica nos indica que tan pesado es el átomo de un elemento en relación a la unidad de masa atómica (uma).
Masa atómica promedio =
% % % m1 + m2 + m + ... 100 100 100 3
Donde m1, m2, m3,... son las masas atómicas de los isótopos de un elemento.
4.3
Teorías sobre el desarrollo del conocimiento de la materia En este apartado citaremos las principales teorías y modelos atómicos que aportaron al desarrollo del conocimiento de la estructura de la materia, entre ellas conviene comenzar por la teoría atómica de Dalton, que fue propuesta hace casi 2 siglos y sin embargo es considerada como el inicio de la química moderna, ésta la podemos enunciar con base a sus postulados:
Postulados de la teoría atómica de Dalton 1 Toda la materia está constituida por pequeñas partículas llamadas átomos. 2 Todos los átomos de un determinado elemento son iguales, pero diferentes a los átomos de otros elementos. 3 En la formación de compuestos los átomos de diferentes elementos están unidos entre sí en una relación numérica pequeña. 4 Durante las reacciones químicas, los átomos no se crean ni se destruyen, solo se reordenan.
62
¿Cuál es la validez actual de los postulados de Dalton? • El primer postulado de la teoría de Dalton ha dejado de ser una realidad por cuanto ahora conocemos que el átomo contiene en su interior partículas más pequeñas. • El conocimiento y tecnología actual ha hecho posible que los átomos puedan convertirse en otros átomos por transmutación. • En la actualidad en cuanto al segundo postulado Dalton no conocía la existencia de átomos de un elemento con diferente número de neutrones. • El tercero y cuarto postulado se cumplen en su totalidad dentro de las reacciones ordinarias de la química.
• Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. • Un elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales. • Un compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.
Descubrimiento del electrón A inicios del siglo XIX, algunos científicos realizaron experimentos para descomponer sustancias utilizando la energía eléctrica, entre ellos: Humphrey Davy, quien logró determinar la existencia de cinco elementos químicos hasta ese momento desconocidos, sugirió que los elementos se encuentran unidos por fuerzas de naturaleza eléctrica. Posteriormente, Michael Faraday estudió la relación entre la cantidad de electricidad y la masa de la sustancia descompuesta y formuló las leyes que llevan su nombre. Adicionalmente, realizó los primeros estudios sobre la descarga eléctrica en gases dentro de tubos, los cuales tenían sellados en sus extremos placas metálicas llamadas electrodos, encontró que si el tubo estaba lleno de gases no se producía flujo de corriente eléctrica, puesto que el aire es un mal conductor, pero si se evacuaba el aire se producía una incandescencia en el ánodo. En los años siguientes, investigadores como Plücker y Crookes establecieron algunas propiedades de estos rayos, a los que llamaron catódicos por emerger del cátodo y dirigirse hacia el ánodo (figura 4.1), entre éstas citamos las siguientes: 1. Los rayos catódicos son emitidos desde el cátodo al ánodo. 2. Los rayos se propagan en línea recta. 3. Los campos eléctricos y magnéticos desvían los rayos catódicos, del mismo modo como lo haría con partículas negativas.
63
4. La naturaleza de los electrones es siempre la misma independientemente del material del cátodo, tipo de gas residual que se encuentre presente en el tubo y del tipo de conductores metálicos para conducir la energía eléctrica al cátodo.
Para el vacío
Rayos catódicos
Ánodos (+)
Cátodos (–) Iones positivos
Figura 4.1: Tubo de Crookes
George Stoney al estudiar estos rayos catódicos sugirió que a estas unidades de carga eléctrica que están relacionadas con los átomos se las llamara electrones, nombre que utilizamos hasta hoy para citar a estas partículas. Estas partículas fueron estudiadas en detalle por muchos científicos entre ellos J. Thomsom, quien logró determinar la relación carga/masa del electrón, una particularidad independiente de la naturaleza de los electrodos y de los materiales restantes del tubo. Placas con carga eléctrica Trayectoria de electrones
Pantalla fluorescente
Figura 4.2: Tubo de Crookes en campo magnético
La relación que existe entre la carga eléctrica y la masa de un electrón es de -1,76 x 108 Coulombs/gramo.
Experimento de Goldstein En 1886, antes de determinarse la existencia del electrón, Goldstein observó la aparición de fluorescencia en la superficie interna del tubo de rayos catódicos, situada detrás de un cátodo agujereado (figura 4.3), lo cual indicaba que había rayos positivos que se movían dentro del tubo y algunos de ellos atravesaban los agujeros del cátodo y chocaban contra el fondo del tubo. Esto permitió determinar la existencia de partículas positivas que se llaman protones, pero a diferencia de los electrones la carga variaba de acuerdo al tipo de gas que se tuviera dentro del tubo.
64
+
Figura 4.3: Tubo modificado de Crookes
Modelo atómico de Thomson Con el conocimiento sobre la existencia de las partículas subatómicas dentro del átomo, Thomson elaboró un modelo atómico que consideraba al átomo como una esfera de carga positiva dentro de la que se encontraban incrustados los electrones (cargas negativas), finalmente este modelo no fue aceptado por la comunidad científica.
Figura 4.4: Modelo de Thomson
Modelo atómico de Rutherford Rutherford propuso un modelo similar al sistema planetario, que consta de un núcleo en la zona central del átomo, en donde reside casi la totalidad de la masa del átomo y contiene las cargas positivas. Alrededor del núcleo situó los electrones cuyo número debe ser igual al de los protones. Este modelo supone que los electrones se encuentran en movimiento alrededor del núcleo. Evidentemente este modelo fue propuesto después de que Rutherford realizara el experimento de demostración de la existencia del núcleo del átomo.
Figura 4.5: Modelo de Rutherford
65
Experimento de Rutherford Para demostrar que el átomo poseía un núcleo, Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa de carga +2, observando que casi todas las partículas alfa atravesaban la lámina, unas pocas se desviaban de su trayectoria y otras rebotaban. Este reconocimiento lo llevó a proponer que: • El núcleo del átomo es sumamente pequeño con respecto al tamaño del átomo, razón por la cual las partículas alfa fácilmente atravesaban la lámina de oro. • El núcleo era positivo, razón por la que algunas partículas alfa al pasar cerca de él eran repelidas y se desviaban de su trayectoria. • En el núcleo radica prácticamente la totalidad de la masa del átomo.
Figura 4.6: Experimento de Rutherford
Espectro electromagnético (radiación electromagnética) La radiación electromagnética es una forma de transferencia de energía que está asociada a campos eléctricos y magnéticos, que se propagan en el espacio por medio de ondas. Las ondas de luz tienen un carácter electromagnético, es decir asociadas con energía y no con materia en movimiento, de tal manera que podemos interpretar las propiedades de la luz mediante la teoría ondulatoria. Cada onda se caracteriza por su longitud, amplitud y velocidad con que se propaga, la longitud de onda corresponde a la distancia existente entre dos máximos o dos mínimos (figura 4.7), y se puede expresar en cualquier unidad de longitud, pero dado que éstas son pequeñas, se utiliza con más frecuencia el Angstrom (Å) que corresponde a 1 x 10-8 cm, la amplitud determina su intensidad, es decir su brillantez. Todas las formas de radiación viajan a la velocidad de la luz (3 x 108 m/s), otra propiedad es la frecuencia v que se define como el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo y es una función de la longitud de onda y de la velocidad. c v= L
66
De donde, la frecuencia v es directamente proporcional a la velocidad de la luz c e inversamente proporcional a la longitud de onda L.
A = amplitud de onda L
L Figura 4.7: Longitud de onda
Espectro de luz visible La luz ordinaria o luz blanca es una forma de radiación electromagnética, que se percibe por nuestro sentido de la vista, por lo que generalmente se la denomina luz visible y corresponde a un número muy reducido de longitudes de ondas. Cuando la luz visible se la hace pasar a través de un prisma, los diversos colores se separan en un espectro (figura 4.8) a causa de la refracción, que produce un cambio en la dirección de un rayo de luz, cuando éste pasa de un medio a otro. El espectro electromagnético completo está constituido por diferentes tipos de radiaciones: los rayos gamma, los rayos X, ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas y ondas de radio.
Película
Colimador Luz Blanca
Prisma
Figura 4.8: Espectro visible
67
Rayos gamma G
Figura 4.9: Espectro electromagnético
Espectros de emisión Cuando una sustancia gaseosa se calienta o se excita por medio de una chispa eléctrica, sus átomos emiten luz de una determinada longitud de onda, que produce un espectro de emisión o de rayas. La información actual acerca de los estructura de los átomos se la obtiene a partir del espectro de líneas característico de cada elemento.
Teoría cuántica de la radiación En el año 1900, Max Planck fundamentándose en los resultados de la luz emitida por sólidos a altas temperaturas, formuló una teoría que suponía que un cuerpo incandescente, no emite ni absorbe luz de una determinada longitud de onda, sino que lo hacen en cantidades definidas de energía llamadas cuantos, de tal manera que la energía de un fotón es directamente proporcional a la frecuencia. E=hv E =
Cuanto de energía
h =
Constante de Planck, 6.26 x 10 –34 J.s
ν =
Frecuencia
Posteriormente Einstein, propuso que la radiación electromagnética posee características de partículas, llamadas fotones y que su energía está dada por la ecuación de Planck.
68
4.4
Teoría atómica de Niels Bohr En 1913 Niels Bohr propuso su teoría con base a un modelo atómico para el hidrógeno considerando los modelos anteriores, las investigaciones que relacionan la materia y la energía, así como las concepciones de la teoría cuántica. Para establecer este modelo, Bohr introdujo los siguientes postulados. 1. El electrón gira alrededor del núcleo solo en ciertas posibles orbitas (niveles de energía) perfectamente determinadas. 2. El electrón posee energía definida (cuantificada) que es correspondiente al nivel donde se encuentra. 3. El nivel de energía más cercano al núcleo corresponde al estado más estable del átomo y de menor energía. 4. La absorción o emisión de energía se produce cuando un electrón salta de un nivel de energía a otro, esta energía se absorbe o se emite en forma de un cuanto de energía radiante (fotón). Bohr asignó a cada nivel permitido un número cuántico n, que debe ser un número entero. Cuando el electrón se encuentra en el nivel de menor energía (n = 1), el electrón se encuentra en su estado fundamental y cuando el electrón transita a un nivel más alto, tendrá mayor energía y se encontrará en estado excitado. M L K
Figura 4.10: Modelo atómico de Bohr
La teoría original de Bohr, tal como se aplica al átomo de hidrógeno, fue elaborada con un gran detalle matemático y no es posible aplicarla para átomos más complejos y por analogía se aplica a los demás átomos. Por otra parte Heisenberg, puntualizó, que es imposible predecir al mismo tiempo con certeza absoluta la posición y velocidad del electrón, lo que hizo que se abandonara el modelo que representa al átomo como un pequeño sistema solar.
69
4.5
Modelo cuántico del átomo Teoría mecánica cuántica de la estructura atómica En los alrededores de 1930, se realizaron importantes contribuciones a las teorías del conocimiento de la naturaleza de la materia. Entre ellas la determinación del carácter ondulatorio del electrón, el descubrimiento de la existencia del espín del electrón y el desarrollo de la nueva teoría de la mecánica cuántica. Hacia el año 1924 Louis De Broglie propuso que el electrón en movimiento puede tener propiedades de ondas de modo similar a los cuantos de luz, de esta manera el electrón puede considerarse como partícula y como onda, cuya dualidad se establece de acuerdo a la siguiente relación: λ = h = constante de Planck
h mv
m = masa del electrón λ = longitud de onda del electrón v = velocidad del electrón En 1926 se desarrolló la teoría de la mecánica cuántica ondulatoria con el aporte de Erwin Schrödinger que consistió en el planteamiento de la ecuación diferencial, que relaciona la energía asociada a una partícula microscópica (electrón) con la función de onda de dicha partícula. Las funciones de onda son funciones matemáticas que describen la posición del electrón que gira alrededor del núcleo. Cuando se resuelve la ecuación para el electrón en el átomo de hidrógeno se obtienen una serie de funciones de onda;; llamadas orbitales, donde cada uno de ellos corresponde a un estado definido para el electrón y está relacionado con una región donde existe una gran probabilidad de hallar el electrón. En el año 1927, el físico Werner Heisenberg, plantea la imposibilidad de conocer con exactitud la ubicación de un electrón en un momento dado. Este postulado se lo conoce como el Principio de Incertidumbre o de Indeterminación.
Números cuánticos La mecánica ondulatoria indica la existencia de niveles de energía que contienen regiones llamadas subniveles de energía, los que a su vez comprenden zonas de energía denominadas orbitales, donde existe la mayor probabilidad de localizar un electrón. Dichas zonas de mayor probabilidad se describen mediante ecuaciones, cuyas soluciones son los números cuánticos: n, l, m, s. La zona de mayor probabilidad en donde se encuentra un electrón se describe mediante tres números cuánticos: n, l, m. El cuarto número cuántico;; el espín, describe la orientación del electrón en el espacio.
70
Número cuántico principal n Indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón y su valor es un número entero positivo. n = 1,2,3,4,5,6............. En niveles de energía n > 1 el electrón tiene mayor energía, es decir que su energía se incrementa a medida que se aleja del núcleo. En cada nivel de energía el número máximo de electrones es igual a 2n2.
Número cuántico azimutal l Describe la forma de los orbitales de los diferentes subniveles de energía y se le asigna números enteros positivos, cuyo valor depende de n. l = 0,1,2,3,4,5,.......(n-1)
Nivel de energía Número cuántico azimutal
n=1
n=2
n=3
l=0
l=1
l=2
z
z y
y x
x
z
z
y
x
d z2
x
z
dxy
Py
Orbital s
x y
y x
Forma del orbital
y
dxy
Px z
z
y
z
z
x y
y x
dx2 – y2
x dxz
Pz
Orbitales p
Orbitales d
Tabla 4.3: Niveles de energía y números cuánticos
71
El primer nivel de energía tiene un solo subnivel denominado 1s, el segundo nivel dos subniveles, llamados 2s y 2p, el tercero tres subniveles llamados 3s, 3p y 3d y así de manera sucesiva. Esto significa también que un elemento que tiene electrones en el tercer nivel energía, también posee electrones en los niveles y subniveles que están más cerca del núcleo. Tipos de orbitales
Nivel de energía
Cantidad de subniveles
1
1
1s
2
2
2s, 2p
3
3
3s, 3p, 3d
4
4
4s, 4p, 4d, 4f Tabla 4.4: Distribución de orbitales por nivel de energía
Número cuántico magnético ml El número cuántico magnético relaciona la orientación del orbital en el espacio tridimensional. En cada subnivel existen los orbitales que representan las regiones de mayor probabilidad de encontrar el electrón. El número de orbitales dentro de un subnivel está dado por la relación 2l +1, así cuando l = 0 existe un solo orbital, si l =1 se tienen tres orbitales, si l = 2 el número de orbitales es 5 y así sucesivamente. Dentro de cada orbital pueden existir la cantidad máxima de dos electrones. Los valores que ml puede tomar el valor de l en cualquier subnivel y van desde – l, pasando por cero hasta + l. ml = – l.....0..... + l De esta manera si l = 0, se tiene un solo orbital cuyo valor es ml = 0 Cuando l = 1, el número de orbitales es de tres y los valores son: ml = -1, 0, +1 Para el caso en que l = 2, el número de orbitales es de cinco y los valores son: ml = -2, -1, 0, +1, +2 En el siguiente cuadro se indica el tipo de orbital y el número de electrones que puede contener como máximo. Valor del subnivel l=0 l=1 l=2 l=3
Tipo de orbital s p d f
Número máximo de electrones 2 6 10 14 Tabla 4.5: Número de electrones por subnivel
72
Número cuántico espín (giro) ms Este número cuántico fue introducido en razón de que los tres números cuánticos no explican el 1 1 comportamiento del electrón en un campo magnético. El valor que puede asumir es: + ó – . 2
1
2
1
ms = + , – 2 2 Para poder determinar los cuatro números cuánticos para un electrón debemos considerar los siguientes principios.
Principio de exclusión de Pauli, este principio establece que dentro de un átomo, dos electrones no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales.
Principio de máxima multiplicidad – Regla de Hund, establece que para que exista un par de electrones dentro de un orbital múltiple, todos los orbitales de ese mismo tipo deben tener al menos un electrón.
Diagrama de orbitales atómicos, son formas gráficas para representar los electrones mediante flechas dentro de un cuadro o casillero, con dirección hacia arriba ↑ o hacia abajo ↓, indicando el giro contrario de uno de los electrones con respecto al otro.
ENERGÍA
Aplicando los conceptos anteriores, si queremos alojar por ejemplo 21 electrones en un diagrama de orbitales;; los 2 primeros electrones, corresponden al orbital s del primer nivel de energía. Luego sigue el llenado de los diagramas para el segundo nivel, al que corresponden 2 electrones en el orbital s y 6 electrones en los orbitales p (px, py, pz). Los 11 restantes electrones llenarán los orbitales s, p y d del tercer nivel. Para el caso del ejemplo, el llenado de los 11 electrones restantes, se empezará con la flecha hacia arriba y luego se completa el orbital s con la segunda flecha hacia abajo, representando al electrón con el espín – ½. Los 6 electrones de los orbitales p, se llenarán uno a uno en cada casillero y luego se completa casillero por casillero con la segunda flecha hacia abajo. Después se continúa con el llenado de los electrones (flechas) en los orbitales d observando siempre el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.
ln ln ln ln
px
py
l
l
l
dxy
dyz
dxz
dz2 dx2–y2
pz
Tabla 4.6: Llenado de los diagramas de orbitales para 11 electrones en el tercer nivel
73
4.6
Configuraciones electrónicas Las propiedades químicas de los elementos dependen del número de electrones, puesto que son dichas partículas las que participan en los enlaces químicos formando el gran número de compuestos químicos conocidos al momento, de ahí que resulta muy importante conocer la configuración electrónica de los elementos, lo cual no es otra cosa que la distribución de los electrones en los diferentes niveles, subniveles y orbitales, considerando los valores de energía en orden creciente. Un método muy aplicado para este fin es el principio de construcción (Aufbau), mediante el cual se disponen los electrones por orden de energía creciente aplicando esquemas que facilitan la comprensión (ver esquema). La configuración electrónica efectuada sobre este principio no siempre es exactamente la configuración real para un elemento, pues a veces existen desviaciones debido a la pequeña diferencia de energía que promueve el salto entre subniveles de energía. Para establecer el orden se trazan líneas transversales desde los orbitales de menor a mayor energía, así se tendrá la siguiente secuencia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p Si se considera el número máximo de electrones que puede haber en cada tipo de orbital, podremos escribir la configuración electrónica de cualquier elemento, siguiendo el orden que se indica a continuación: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6 La configuración electrónica de un elemento en particular, se puede abreviar utilizando como punto de partida la configuración del gas noble del período anterior;; poniendo el símbolo del gas en un corchete [ ], para luego seguir con el orden previsto hasta tener la configuración electrónica del elemento. Ejemplos de configuración electrónica de elementos: Silicio (14 electrones) = [Ne] 3s2 3p2 Níquel (28 electrones) = [Ar] 4s2 3d10 Osmio (76 electrones) = [Xe] 6s2 4f14 5d6
Recuerde que cada período de la tabla periódica de los elementos termina con un gas noble.
74
4.7
Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 4.1 Seleccione la alternativa correcta que indica el orden de los elementos establecidos en la tabla periódica moderna. (a)
Según el número de neutrones de los átomos;;
(b)
De acuerdo al peso atómico de los elementos;;
(c)
Según el número de oxidación de sus elementos;;
(d)
De acuerdo al número atómico de los elementos;;
(e)
De acuerdo al número de neutrones y protones dentro del núcleo de los elementos.
Análisis: Las alternativas a, b y c se refieren al número de otras partículas que pueden repetirse en más de un elemento de la tabla periódica y que no corresponden a la identificación única que establece el ordenamiento secuencial de los elementos. La alternativa e nos indica el número de masa, que es la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo.
Solución: El número atómico indica la cantidad de protones que se encuentran dentro del núcleo del átomo de un elemento determinado, cuya cantidad es irrepetible. El ordenamiento periódico está dado por dicho número, entonces la alternativa d es la correcta.
Ejercicio Nº 4.2 Dadas las siguientes alternativas indique la incorrecta: (a)
El elemento sodio tiene 12 neutrones en el núcleo;;
(b)
El elemento boro tiene 5 electrones;;
(c)
El mercurio tiene 80 electrones y 90 protones;;
(d)
La masa atómica del azufre es 32.07 uma y tiene 16 neutrones;;
(e)
El elemento zinc tiene 30 protones. 75
Análisis: Para resolver este ejercicio se requiere hacer uso de la tabla periódica. 23 El sodio se puede representar como 11Na;; entonces el número de neutrones se puede determinar como n = A-Z de donde n = 23-11 = 12, por lo tanto la alternativa a es correcta;; en la alternativa b el boro tiene 5 protones, y dado que se trata de un átomo neutro también tiene 5 electrones por lo tanto es correcta;; la alternativa d, para conocer el peso atómico, recurrimos a la tabla periódica, efectivamente la masa del azufre es 32.07 uma;; alternativa e, si el zinc tiene número atómico 30 posee 30 protones. Solución: En la tabla periódica se lee que el número atómico del mercurio es 80;; entonces, el elemento también posee 80 protones y no 90 como se indica, por lo que la alternativa c es incorrecta.
Ejercicio Nº 4.3 El elemento boro está constituido por isótopos 10B, cuya abundancia natural es de 19.6% y la masa atómica es 10.01294 uma e isótopos 11B, cuya abundancia natural es de 80.4% y la masa atómica es de 11.00931 uma. Determine la masa atómica promedio del elemento. Análisis: Para esto utilizamos la siguiente fórmula y sustituimos con los datos correspondientes. Masa atómica promedio =
% % % m1 + m2 + m +... 100 100 100 3
Solución: Sea: m1 = 10.01294
m2 = 11.00931 19.6 80.4 Masa atómica promedio = x 10.01294 + x 11.00931 = 10.8009 uma 100 100 Ejercicio Nº 4.4 El cobre natural está formado por los isótopos 63Cu y 65Cu. Las masas nuclídicas de las dos especies son 62.929 y 64.928 uma, respectivamente. Determinar los porcentajes de abundancia de cada isótopo, si la masa atómica promedio es 63.546 uma. 76
Análisis: En este ejercicio no se han dado los porcentajes de los isótopos en forma directa, pero conocemos que ambos representan el 100%, entonces asignamos a 63Cu = X y al isótopo 65 Cu = Y. X + Y = 100;; de donde Y = 100 – X Luego se reemplazan los valores en la fórmula conocida y se procede al cálculo de X y por diferencia se obtiene el valor de Y, que corresponde al porcentaje de 65Cu. Solución: Si
63
Cu = X y 65Cu = Y, entonces X + Y = 100 (100 – X) X + 64.928 uma 100 100 = 62.929 X + 6 492.8 – 64.928 X
63.546 uma = 62.929 uma
= 6 492.8 – 1.999 X Despejamos el valor de X 6 492.8 – 6 354.6 X = 69.13;; (porcentaje de 63Cu) 1.999 La diferencia de 100 corresponde al 65Cu;; esto es 30.87% Ejercicio Nº 4.5 Los descubrimientos obtenidos por científicos como: Thomson, Goldstein, Rutherford, Bohr, Schrödinger, entre otros, contribuyeron al establecimiento del modelo atómico actual. Entre las alternativas expuestas se encuentran algunas de sus conclusiones. Señale la conclusión incorrecta. La relación que existe entre la carga eléctrica y la masa de un electrón es de -1.76 x 108 Coulombs/gramo;; (b) Cada subnivel por donde transitan los electrones contiene uno o más orbitales y cada orbital tiene máximo un electrón;; (c) Las investigaciones de Rutherford concluyen que la carga positiva y casi toda la masa del átomo se concentran en el núcleo;; (d) Niels Bohr concluye que los electrones de los átomos existen en niveles específicos de energía;; (e) Las radiaciones electromagnéticas exhiben características de onda y de partícula. (a)
77
Análisis: Para poder resolver este ejercicio es necesario, revisar la parte concerniente a las teorías atómicas. Puesto que efectivamente la relación carga/masa es la indicada en la alternativa a ésta es válida;; el experimento de Rutherford demostró que el núcleo contiene cargas positivas y en él radica casi la totalidad de la masa del átomo con lo que la alternativa c es correcta, la alternativa d claramente indica uno de los postulados de Bohr y esta afirmación también es correcta y en cuanto a la e, también es correcta, ya que Einstein propuso que las radiaciones electromagnéticas tienen la particularidad de comportarse como onda y partícula.
Solución: La alternativa b es la incorrecta ya que en los orbitales el número máximo de electrones es dos.
Ejercicio Nº 4.6 ¿Cuál es la configuración electrónica del cloro? Análisis: Para resolver el ejercicio recordemos el orden de construcción y utilicemos la tabla periódica para ubicar el elemento cloro. El cloro ocupa el casillero 17 y por lo tanto tiene 17 protones y 17 electrones. Solución: 17Cl
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ejercicio Nº 4.7 ¿Cuál es la configuración abreviada para estroncio? Análisis: En primer lugar ubicamos el elemento estroncio en la tabla periódica: el estroncio ocupa el casillero 38, por lo tanto posee 38 electrones. La configuración abreviada nos pide utilizar la configuración del gas noble anterior al estroncio que corresponde al criptón con 36 electrones, después se continúa la configuración hasta completar 38 electrones.
Solución: 78
38Sr
= [ Kr ]5s2
Ejercicio Nº 4.8 ¿Cuál de las siguientes notaciones de los diagramas orbitales coincide con la configuración del elemento molibdeno en su estado fundamental? 5s
4d
(a)
[Ne]
ln
l
l
l
l
(b)
[Kr]
l
l
l
l
l
(c)
[Kr]
ln
l
l
l
l
(d)
[Kr]
ln
ln
ln
(e)
[Xe]
ln
l
l
l
l
Análisis: En este ejercicio conviene escribir primero la configuración del elemento molibdeno en su estado fundamental y luego graficar los electrones (flechas) en el diagrama de orbitales del último nivel de energía, aplicando el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. El número atómico del molibdeno es 42, por lo tanto tiene en su núcleo 42 protones y por lo tanto también 42 electrones en su estado fundamental, de tal forma que su configuración electrónica se describe como sigue:
Configuración electrónica Mo: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d4
Configuración abreviada:
[Kr] 5s2 4d4
Solución: El diagrama de orbitales para el último nivel debe llenarse con los electrones (flechas) en orden de energía creciente;; es decir primero el electrón del orbital s del quinto nivel de energía con espín + 1 (flecha hacia arriba) y luego el segundo electrón con espín – 1 (flecha 2 2 hacia abajo). Después se continúa con los orbitales d, agregando uno a uno los electrones con espín + 1 , hasta llenar el cuarto casillero. 2
79
Energía
5s2
ln
4d4
l
l
l
l
De acuerdo a lo expuesto, la alternativa c corresponde a la configuración electrónica teórica del molibdeno.
Energía
Expresamente agregamos la palabra teórica, dado que las energías de los subniveles 5s y 4d son muy cercanas, que se producen alteraciones dando lugar a excepciones;; como en este caso, que la configuración del molibdeno es [Kr] 5s1 4d5. 5s2
l
4d4
l
l
l
l
Ejercicio Nº 4.9 Si el antepenúltimo electrón de un átomo presenta los siguientes valores de sus números cuánticos, ¿Cuántos electrones tendrá este átomo?
n = 5;; l = 1;; ml = –1;; ms= – 1 2
Análisis: De acuerdo a los datos de los números cuánticos dados, tenemos: n = 5;; esto significa que el electrón se encuentra en el quinto nivel;; l = 1 y se ubica en un orbital p. Para determinar el tercer y cuarto número cuántico hacemos uso de los diagramas;; para ello pondremos en el casillero correspondiente a ml = –1 (casillero izquierdo) la flecha que corresponde al espín – 1 (flecha 2 roja hacia abajo), finalmente observaremos la regla de Hund, esto significa que si la última flecha está en el primer casillero hacia abajo, le anteceden el resto de flechas que llenan uno a uno los casilleros con las flechas hacia arriba. (Entiéndase las flechas como representación de los electrones).
80
–1
0
+1
ln
l
l
px
py
pz
Tendremos entonces 4 electrones en el orbital p ( l = 1) del quinto nivel, el término de la configuración es entonces, 5p4;; pero como se trata de los números cuánticos del antepenúltimo electrón, para el último será 5p6. Para saber el número de electrones escribiremos la configuración electrónica de acuerdo al orden de construcción hasta llegar a la notación 5p6.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 Solución: Si sumamos el número de electrones presentes en esta configuración electrónica, tendremos como número total 54 electrones, que corresponden al elemento Xenón.
Ejercicio Nº 4.10 Con ayuda de la tabla periódica, precise el número correcto de partículas de cada ion y luego elija la opción que no corresponde. a)
El 35Cl1- tiene 17 protones y 18 electrones;;
b)
El 14N tiene 8 neutrones y 8 electrones;;
c)
El 126Te tiene 52 protones y 74 neutrones;;
d)
El 27Al3+ tiene 10 electrones y 14 neutrones;;
e)
El 40Ca2+ tiene 20 neutrones y 20 electrones.
Análisis: Con la ayuda de la tabla periódica, se debe considerar el número atómico de cada elemento, que a su vez corresponde al número de protones y además anotar el número de masa, pues representa la suma de la cantidad de protones y de neutrones en el núcleo, finalmente solo queda efectuar el cálculo correspondiente.
81
Solución: El átomo de cloro tiene el número atómico 17, por lo tanto tiene 17 protones, 17 electrones y 18 neutrones, dado que el número de masa es 35. El átomo de nitrógeno tiene el número atómico 7, por lo tanto tiene 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones, debido a que el número de masa es 14. El átomo de telurio tiene el número atómico 52, por lo tanto tiene 52 protones, 52 electrones y 74 neutrones, ya que el número de masa es 126. El átomo de aluminio tiene el número atómico 13 y el número de masa 27;; por lo que el ion Al3+ posee 13 protones, 10 electrones y 14 neutrones. El átomo de aluminio tiene el número atómico 10, por lo tanto tiene 10 protones, 10 electrones y 17 neutrones. El átomo de calcio tiene el número atómico 20, por lo tanto tiene 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones. De acuerdo a los datos expuestos, estos no corresponden para el átomo de nitrógeno.
82
4.8
Ejercicios para resolver 1.
Preguntas sobre aspectos claves del átomo y su estructura.
a)
¿Cuáles son los electrones de valencia de un átomo?
b)
¿Qué es un nivel de energía?
c)
¿Cuál es el número máximo de electrones permitidos por nivel de energía?
d)
¿Qué relación guarda el último nivel de energía con los electrones de valencia de un átomo?
e)
¿Qué es un subnivel de energía?
f)
¿Cuántos subniveles de energía le corresponden a cada nivel principal?
g)
¿Qué son números cuánticos?
h)
¿Cuántos números cuánticos existen y cuál es su significado?
i)
¿Qué es un orbital y qué es un diagrama de orbital?
j)
¿Cuál es la relación entre el subnivel de energía y un orbital?
k)
¿Cuáles son los tipos de orbitales?
l)
¿Cuál es el significado del principio de exclusión de Pauli?
m)
¿Cómo se aplica la regla de Hund?
n)
¿Cómo se relaciona la configuración electrónica de un elemento con su ubicación en la tabla periódica?
o)
¿Cuál es el orden de llenado de los orbitales?
p)
¿Es cierto que los orbitales 4s se llenan primero que los 3d? Explique.
q)
¿Puede afirmar que el último electrón de un átomo de potasio está ubicado en el orbital 4s?
r)
¿Es cierto que los últimos 6 electrones del elemento neón completan el segundo nivel de energía?
83
2.
s)
¿Confirma Ud. que el electrón que está en el orbital 3p es más energético que un electrón que está en el orbital 3s?
t)
¿Podría Ud. asegurar que el último electrón del elemento carbono está en el subnivel 2p?
Lea detenidamente las siguientes aseveraciones y seleccione las correctas:
3.
a)
La energía total de un electrón no cambia cuando se mueve de un nivel a otro;;
b)
La mecánica de ondas proporciona tres números cuánticos para describir los orbitales electrónicos;;
c)
La subcapa 4s posee una energía ligeramente más baja que la 3d;;
d)
Si dos electrones ocupan el mismo orbital, éstos deben tener espines opuestos;;
e)
El método Aufbau consiste en la construcción progresiva para asignar la configuración electrónica en orden de número atómico creciente;;
f)
Los electrones en los átomos se encuentran en niveles de energía específicos;;
g)
Los electrones que se encuentran en el nivel de energía externo se conocen como electrones de valencia;;
h)
Cuando existen orbitales disponibles de idéntica energía, los electrones ocupan inicialmente cada orbital en forma de pares;;
i)
La mecánica cuántica postula que no es posible determinar exactamente la posición de un electrón dentro de un átomo;;
j)
De Broglie determinó que los electrones exhiben características de onda así como propiedades de masa.
Entre los siguientes enunciados, ¿hay alguno incorrecto?
4.
a)
El átomo es una partícula que mantiene su identidad durante reacciones químicas;;
b)
Un compuesto es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos;;
c)
En un elemento todos los átomos son de una misma clase.
Los átomos de una misma clase tienen las mismas propiedades. Un átomo de un elemento X tiene 18 electrones y el número de masa 40 y una carga de + 2. ¿Cuál es el elemento? Nota: La carga corresponde al número de oxidación del átomo del elemento.
84
5.
Determine la masa atómica promedio del elemento A. A a partir de los datos de la tabla compare las masas atómicas en una tabla periódica e indique de que elemento se trata. Isótopo
6.
7.
8.
Masa (uma)
Abundancia %
24A
23.9850
78.99
25A
24.9858
10.00
26A
25.9826
11.01
¿Cuál de los siguientes enunciados no es correcto? a)
Un campo eléctrico es capaz de desviar los rayos que se originan en el cátodo;;
b)
Los rayos catódicos se desvían al colocar un imán cerca del tubo;;
c)
Las partículas emitidas por el cátodo tienen diferente masa y carga;;
d)
Los rayos catódicos son partículas fundamentales de la materia con carga negativa.
Revise el tema sobre las radiaciones electromagnéticas, lea cada una de las opciones y encuentre aquella que no es verdadera. a)
La luz blanca es una mezcla de radiaciones de todas las longitudes de onda de la luz visible;;
b)
El espectro electromagnético continuo está constituido por energías radiantes que se manifiestan a través de diferentes colores;;
c)
La frecuencia de onda es el número de veces que ondas completas pasan por un punto determinado en un segundo;;
d)
La radiación infrarroja viaja a través del vacío a una velocidad de 3.00 x 108 m/s;;
e)
Los rayos gamma son radiaciones de menor energía que los rayos X;;
f)
Las partículas A llevan dos unidades de carga positiva y tienen la misma masa que un átomo de helio;;
g)
Las partículas B son partículas de carga negativa y tienen las mismas propiedades de los electrones.
¿Cuál es la configuración electrónica de los siguientes iones: Co2+;; Ni2+;; Fe3+;; Cu1+;; Cr3+.
85
9.
Seleccione el elemento cuya configuración electrónica es incorrecta: Fósforo: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3;; Flúor:
[He] 2s2 2p3;;
Galio:
[Ar] 4s2 3d10 4p1;;
Potasio: [Ar] 4s1;; Radio:
[Rn] 7s2.
10. ¿Cuál de los siguientes elementos tiene el mayor número de electrones no apareados? Cobre, manganeso, zinc, vanadio, arsénico.
11.
De acuerdo a los datos de la siguiente tabla identifique los elementos que corresponden a los átomos A, B y C.
Átomos
Número de protones
Número de neutrones
Átomo A
16
16
Átomo B
11
Número de electrones
Número de masa
Carga total del átomo 0
23
Átomo C
18
35
–1
12. Complete la tabla e identifique el nombre del elemento que corresponde a cada átomo utilizando los siguientes datos:
Átomos
Numero de masa
A
197
B C D
86
Número de protones
Número de electrones
Número de neutrones
79
118
28 66
31 30
37
48
Carga total del átomo
CAPÍTULO #
5
La tabla y ley periódica Sumario 5.1
Grupos o familias y períodos
5.2
Ley periódica y las bases del ordenamiento periódico
5.3
Elementos de transición
5.4
Elementos de transición interna
5.5
Gases nobles
5.6
Ejercicios de aplicación
5.7
Ejercicios para resolver
La tabla periódica ofrece una gran ventaja porque nos permite predecir las propiedades de los elementos con sólo conocer su posición dentro de ella, además de facilitar la comparación. El tamaño atómico, el potencial de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad, el punto de fusión y el de ebullición, son algunas de las propiedades que se conocen como PROPIEDADES PERIÓDICAS. A partir de las repeticiones periódicas de las propiedades químicas de los elementos, Mendeleyev propuso su tabla en orden de la masa atómica. Actualmente los elementos se encuentran en la tabla periódica ordenados por su número atómico en un esquema compuesto por 7 períodos horizontales y 18 grupos verticales y 1 grupo adicional constituidos por 2 series de elementos: los lantánidos y los actínidos. 87
5.1
Grupos o familias y períodos En la tabla periódica de los elementos las columnas verticales se las llama grupos o familias químicas. Los elementos de una misma familia presentan similitud en sus propiedades químicas y desde el punto de vista electrónico, presentan la misma secuencia de sus orbitales y difieren en el número de capas o niveles de energía. En la tabla existen 18 grupos, del 1 al 18, pero también se acostumbra a designar a las familias de los elementos representativos con números romanos seguidos de la letra A. (Las dos primeras columnas y las últimas seis). Los metales de transición se los identifica por el número romano seguidos por la letra B. Los períodos (hileras horizontales) indican las órbitas o niveles de energía donde se distribuyen los electrones que se mueven en torno del núcleo de los átomos. Un período presenta una variación en cuanto a propiedades físicas y químicas y cada uno incluye un gas noble incoloro y no reactivo. La tendencia en un período va desde el carácter metálico hacia el carácter no metálico considerando un recorrido de izquierda a derecha.
5.2
Ley periódica y las bases del ordenamiento periódico
La tabla periódica moderna permite reconocer con facilidad las propiedades similares de algunos elementos y establecer las diferencias entre ellos.
Las propiedades que se pueden distinguir mediante la tabla periódica son muchas, pero en esta unidad solo trataremos las siguientes:
88
Tamaño atómico
Aumento
Disminución Aumento
Dentro de un mismo PERÍODO, el tamaño atómico tiende a disminuir conforme aumenta el número atómico, debido a que cada elemento de un período tiene un protón más que el elemento que lo antecede. El aumento del número de cargas positivas en el núcleo produce mayor atracción de los electrones hacia él, disminuyendo el volumen del átomo. Dentro de un mismo GRUPO, el tamaño atómico aumenta conforme lo hace el número atómico, debido a que con cada período se agrega un nivel de energía ocupado por más electrones.
Tamaño iónico Para determinar el radio o el tamaño de un ion recordaremos primero que es un ion. El ion es una partícula cargada eléctricamente obtenida de un átomo o de un grupo de átomos enlazados químicamente por adición o remoción de electrones. Cuando un átomo de sodio pierde un electrón se convierte en un ion cargado positivamente, dado que posee un electrón menos que el número de cargas positivas (protones9).
Na Átomo de sodio 11 protones 11 electrones 186 pm de radio
Na+ Ion de sodio 11 protones 10 electrones 95 pm de radio
Cuando un átomo de cloro gana un electrón se convierte en un ion cargado negativamente, dado que posee un electrón más que el número de protones.
Cl Átomo de cloro 17 protones 17 electrones 99 pm de radio
ClIon de cloro 17 protones 18 electrones 181 pm de radio
Un átomo que pierde un electrón se convierte en un ion cargado positivamente, llamado catión. Los átomos metálicos se caracterizan por la tendencia a ceder electrones de valencia y formar cationes. Un átomo que toma un electrón extra se convierte en un ion cargado negativamente, llamado anión. Los átomos no metálicos son los que tienden a ganar electrones para formar aniones. El tamaño iónico depende si el átomo gana o pierde uno o más electrones. En el caso de que un átomo pierda un electrón, el mayor número de protones ejercen una fuerza mayor de atracción haciendo que el radio se contraiga.
89
Por el contrario, si un átomo gana un electrón, la menor cantidad de protones no atrae en forma suficiente a la mayor cantidad de electrones haciendo que el tamaño aumente;; además de que la mayor cantidad de cargas negativas (electrones) en la capa electrónica incrementan las fuerzas de repulsión con el correspondiente aumento del tamaño del anión. En el siguiente gráfico observamos los tamaños atómicos e iónicos que nos facilitan la comparación entre ellos: 1
2
3
4
5
6
8
7
9
10
11
12
13
14
15
16
17
H
He
128
78 0,00066
Li
Be
152
58 112
Na
Mg
K
Ca
191
235
102 160
138 197
Rb
250
272
149 215
Cs
170
18
27
Sr
Ti
83 147
Y
Zr
La
Hf
Ac
Rf
182 103 160
116 188 122 159
Ba
224
Sc
72 184
100
B
88
136 188 118 150
69 135
V
Nb
87 147
Ta
84 147
Db
67 138
Cr
Mn
59 129
Mo
69 140
W
64 141
Sg
18 132
56 137
Tc
62 135
Re
62 137
Ru
56 134
Os
60 135
Bh
86 128
Fe
54 128
Hs
83 126
Co
57 125
Rh
54 134
Ir
67 136
Ni
64 125
Pd
67 137
66 139
Pt
Cu
62 128
Ag
64 144
Au
70 144
Zn
72 137
Al
83 143
Cd
Ga
Hg
In
89 152 103 153
90 155 110 167
Tl
80
171
12 77
C
N
Si
P
Ge
As
Sn
Sb
Pb
Bi
260 74
171 66
O
F
S
Cl
Ar
Se
Br
Kr
Te
I
Xe
140 64
53 118 271 110 212 104 184 99
62 122 272 121
72 158 294 141
88 175 132 182
133 ---
181 174
222 119 198 114 196 ---
245 137 221 133
Po
96 167 320
Ne
At
---
---
---
---
220 218
--- ---
----
Rn
---
---
Gráfico 5.1: Datos de los radios atómicos e iónicos de los elementos
Energía o potencial de ionización Es la energía mínima que se necesita para remover un electrón de mayor energía de un átomo neutro en el estado gaseoso.
+
Energía
m
K+
+
e-
Disminución
K
Aumento
Dentro de cada PERÍODO, la energía de ionización de los elementos aumenta conforme lo hace el número atómico. Dentro de un mismo GRUPO, la energía de ionización de los elementos disminuye conforme aumenta el número atómico.
Afinidad electrónica
Cl (g)
+
e-
m
Cl- + Energía
En casi todos los casos se libera energía cuando se agrega un electrón.
90
Disminución
Es el cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso y mide la atracción o afinidad del átomo por el electrón añadido.
Aumento de la liberación de energía
Las afinidades electrónicas se hacen más negativas de izquierda a derecha a lo largo de un período en la tabla periódica (excluyendo a los gases nobles). Esto significa que los elementos representativos de los grupos IA a VIIA (grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17) muestran mayor atracción para un electrón adicional conforme avanzan de izquierda a derecha. Los halógenos que tienen la configuración electrónica externa ns2np5, tienen afinidades electrónicas de tipo más negativo, forman aniones estables con la configuración de un gas noble.
5.3
Elementos de transición Se ubican en la parte central de la tabla periódica, en los grupos identificados con un número romano y la letra “B” o grupos 3 al 12. La expresión general de su configuración electrónica es
ns2 np6(n-1)d10. La densidad, el punto de fusión y el punto de ebullición aumentan primero y disminuyen dentro de cada período conforme aumenta el número atómico. Son menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos y más quebradizos. Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel s, más externo, además de electrones d retenidos con poca fuerza en el siguiente nivel energético más bajo. El cobre, la plata y el oro son buenos conductores de electricidad y calor, y se utilizan como metales de acuñación. Otros metales de transición como el cromo, hierro, cobalto, níquel y zinc son empleados en diversas herramientas y como recubrimiento metálico.
5.4
Elementos de transición interna Estos elementos forman dos filas en la parte inferior de la tabla periódica y su configuración electrónica correspondiente es:
ns2 np6(n-1)d10 (n-2)f14 Después del lantano (57), la serie de elementos que lo siguen se denominan lantánidos (número atómico 58 al 71).
91
De igual manera, después del actinio (89), la serie de elementos que lo siguen se denominan actínidos (número atómico 90 al 103). Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados, sus propiedades similares impide su fácil separación, son blandos y maleables.
5.5
Gases nobles Son gases monoatómicos que a excepción del helio presentan la configuración electrónica ns2np6. Todos poseen un nivel energético externo lleno de electrones (2 en el helio y 8 en los demás), lo que explica su naturaleza no reactiva que los hace muy valiosos. Cerca del 1% de la atmósfera de la tierra es argón y los otros gases se encuentran en cantidades muy pequeñas.
5.6
Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 5.1 ¿Es cierto que los elementos se encuentran ordenados en la tabla periódica en forma creciente de acuerdo a sus masas atómicas? Análisis: Inicialmente Mendeleyev ordenó los elementos en la tabla de acuerdo a sus masas atómicas, pero en el ordenamiento actual, los elementos de la tabla periódica se organizan en forma creciente de sus números atómicos, que corresponde al número de protones que cada elemento conserva en el núcleo. Solución: Por lo tanto, la respuesta a la interrogante es negativa.
92
Ejercicio Nº 5.2 ¿Es cierto que los elementos hierro, níquel y cobalto según su ordenamiento periódico son representantes de los metales alcalinotérreos? Análisis: Los elementos de la tabla periódica se encuentran agrupados de acuerdo a la similitud de sus características físicas y químicas en 18 grupos o familias: Grupo 1 (I A): Elementos alcalinos. Grupo 2 (II A): Elementos alcalinotérreos. Grupo 3 al 12 (III B al VIII B, I B, II B) Metales de transición. Grupo 13 (III A): Elementos térreos o grupo del boro. Grupo 14 (IV A): Elementos carbonoides o grupo del carbono. Grupo 15 (V A): Elementos nitrogenoides o grupo del nitrógeno. Grupo 16 (VI A): Elementos calcógenos o anfígenos. Grupo 17 (VII A): Elementos halógenos. Grupo 18 (VIII A): Gases nobles. Grupo adicional: Tierras raras: lantánidos y actínidos.
Solución: Los elementos hierro, níquel y cobalto se encuentran en la tabla periódica en el grupo VIII B, por lo tanto pertenecen al grupo de los metales de transición y no al grupo de los metales alcalinotérreos;; entonces el enunciado es falso.
Ejercicio Nº 5.3 Clasifique de acuerdo a las propiedades físicas los elementos de la siguiente lista: europio, terbio, silicio, oxígeno, azufre, cloro, bromo, yodo, cromo, cobalto, arsénico, cobre. Análisis: Utilizando la tabla periódica podemos ubicar los elementos de la lista y agruparlos por categorías de acuerdo a sus características físicas y químicas. Solución: Según la clasificación descrita en la lista se encuentran dos lantánidos, tres halógenos, tres metales de transición, cinco no metales y un metaloide: Metales: cromo, cobalto y cobre. No metales: silicio, oxígeno y azufre. Halógenos: cloro, bromo y yodo. Lantánidos: europio y terbio Metaloides: arsénico.
93
Ejercicio Nº 5.4 Entre las siguientes alternativas, escoja aquella(s) que detalla(n) una propiedad no aplicable a los metales. a) Son maleables y dúctiles;; b) Todos son sólidos a temperatura ambiente;; c) Poseen elevada conductividad eléctrica;; d) La superficie de los metales posee un lustre brillante;; e) No son elementos diatómicos;; f) Se combinan entre ellos para formar compuestos;; g) Son buenos conductores del calor. Análisis: En función de las propiedades físicas los elementos se clasifican en metales, no metales y metaloides, los cuales presentan algunas características físicas típicas: Metales: la mayoría de los metales son buenos conductores de calor y electricidad, son maleables y dúctiles, la superficie posee un lustre brillante, los metales son sólidos a temperatura ambiente a excepción del mercurio, tienen densidad y punto de fusión alto. No metales: estos elementos se encuentran hacia la parte derecha de la tabla, no conducen el calor ni la electricidad, no son sólidos maleables, algunos son gases a temperatura ambiente y un elemento, el bromo es líquido. Los metaloides: son elementos que se encuentran en la tabla en una franja diagonal escalonada entre los metales y no metales, tienen apariencia metálica y se comportan como ellos, pero también tienen propiedades no metálicas. Solución: De acuerdo a lo descrito, los metales presentan las siguientes características: son maleables, dúctiles, de superficie brillante, tienen elevada conductividad eléctrica, son buenos conductores del calor, no son elementos diatómicos y entre ellos no se combinan para formar compuestos. Entre los metales, el mercurio se presenta en estado líquido, por lo que la opción b no aplica.
94
Ejercicio Nº 5.5 Con ayuda de la tabla periódica y las tendencias en el tamaño de los átomos señaladas en este capítulo analice las siguientes opciones y encuentre aquella que es incorrecta: a) El radio de un átomo de calcio es mayor que un átomo de bromo;; b) El tamaño de un átomo de flúor es menor que un átomo de litio;; c) El tamaño de un átomo de boro es menor que un átomo de oxígeno;; d) El tamaño de un átomo de potasio es menor que un átomo de rubidio;; e) El tamaño de un átomo de flúor es menor que un átomo de cloro;; f) El tamaño de un átomo de boro es mayor que un átomo de flúor. Análisis: Las opciones se refieren a las tendencias del tamaño atómico de los elementos a lo largo de la tabla periódica. Inicialmente hay que ubicar los elementos de la tabla periódica y luego establecer la tendencia de acuerdo a la cantidad de electrones que posee, según la posición en el grupo y en el período o usar directamente la tendencia descrita en el gráfico 5.1. En forma general el tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha dentro de un período y aumenta conforme se avanza en un grupo. Solución: Luego del análisis conviene elaborar una tabla y buscar la opción incorrecta, que en este caso es la c, ya que el tamaño del átomo de oxígeno es menor que el átomo de boro.
Elemento
Grupo
Tendencia
Elemento
Grupo
Ca
II A
>
Br
VII A
F
VII A
<
Li
IA
B
III A
>
O
VI A
K
IA
<
Rb
IA
F
VII A
<
Cl
VII A
B
III A
>
F
VII A
95
Ejercicio Nº 5.6 Elija la opción incorrecta: a) El radio de un ion de magnesio es menor que el radio de un átomo de magnesio;; b) El radio iónico del sodio es menor que el del ion de magnesio;; c) El radio iónico del Cl- es menor que el del ion de P3-;; d) El radio de un ion de flúor es mayor que un ion de sodio;; e) El tamaño de un ion de Mg2+ es menor que un ion de Al3+.
Análisis: Para determinar el radio o el tamaño iónico recordemos primero que es un ion monoatómico. Un ion monoatómico es un átomo con carga positiva o negativa a causa de la pérdida o ganancia de uno o varios electrones. Todo átomo es una partícula neutra, con igual número de cargas positivas y negativas y cuando pierde o acepta uno o más electrones se altera el equilibrio de las cargas dando lugar a la mayor o menor atracción de las partículas positivas del núcleo con las negativas que se encuentran al exterior del núcleo. Si el núcleo posee mayor número de protones que de electrones situados en la capa electrónica, la atracción será mayor y por lo tanto la partícula contrae. Si por el contrario los electrones están en mayor cantidad, la atracción es menor y el tamaño aumenta. Hay que considerar además que la mayor cantidad de electrones produce mayor repulsión;; ya que se trata de partículas de igual carga, por lo tanto se produce un aumento en el tamaño de la partícula. Solución: Luego del análisis se establece que las opciones b y e son incorrectas, ya que el radio iónico del sodio es mayor que el del ion de magnesio y el tamaño de un ion de Mg2+ es mayor que un ion de Al3+, tal como se indica en la siguiente tabla.
96
Iones
Grupo
Tendencia
Átomo ⁄∕ Iones
Grupo
Mg2+
II A
<
Mg
II A
Na+ Cl-
IA
>
II A
VII A
<
Mg2+ P3-
VA
F-
VII A
>
Na+
IA
Mg2+
II A
>
Al3+
III A
Ejercicio Nº 5.7 Realice la lectura de los siguientes enunciados, elabore una tabla y luego decida si éstos son verdaderos (V) o falsos (F). a) Los grupos de la tabla periódica reúnen elementos que poseen propiedades semejantes;; b)
A lo largo de un grupo la energía de ionización disminuyen cuando los radios atómicos aumentan;;
c)
La energía de ionización es una medida de la variación de la energía cuando un átomo en estado gaseoso pierde un electrón;;
d) Los metales alcalinos al perder un electrón presentan la configuración electrónica del gas noble que lo antecede;; e)
Cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa electrónica, el radio atómico disminuye;;
f) Conforme se avanza de izquierda a derecha en un mismo período, la afinidad electrónica disminuye;; g)
Conforme aumenta el nivel de energía, aumenta el potencial de ionización.
Análisis: Además de las definiciones de los tipos de energía, es necesario recordar tanto el significado de la ubicación de los datos de la energía como el de los signos cuando acompañan dichos datos. Cuando una ecuación incluye datos de energía, éstos han de leerse de la siguiente manera: si están antes de la flecha significa que es la cantidad de energía que se requiere para que la reacción se efectúe, pero si aparece después de la flecha significa que es la cantidad de energía que se desprende (o se libera) durante la reacción. Generalmente los datos de energía como calor de combustión, entalpía de reacción, afinidad electrónica, etc., se acostumbra a escribirlos fuera de la ecuación, pero se añade el signo + (positivo) o – (negativo) para indicar en el primer caso que la energía es requerida (reacción endotérmica) y en el segundo caso que se libera (reacción exotérmica). Para resolver este ejercicio conviene revisar las definiciones de reacción, analizar el significado de los valores de la energía, que vienen dados con signo positivo o negativo. Para realizar el análisis de los enunciados es necesario complementar la definición de la energía (energía o potencial de ionización y afinidad electrónica) con la tabla periódica a la mano. a)
La tabla periódica es una buena herramienta que nos permite predecir las propiedades generales de acuerdo al grupo, esto se debe a que todos los elementos presentan la misma cantidad de electrones de valencia aunque difieren en el nivel de energía.
97
b)
Mientras los átomos más grandes son, mayor es la distancia entre el núcleo (cargas positivas) y los electrones de valencia, por lo que la energía que se requiere para remover uno o más electrones es menor.
c) Aquí se trata de la definición correcta de la energía de ionización. d)
Los elementos del grupo 1 solo tienen un electrón en su último nivel, que deben perderlo para lograr la configuración electrónica del gas noble del período anterior.
e)
Mientras mayor es el número cuántico principal más alto es el nivel de energía, esto significa avanzar en períodos, lo que a su vez equivale al aumento del radio.
f) Avanzar de izquierda a derecha significa observar que los elementos van perdiendo la facilidad para ceder electrones y más bien presentan la tendencia para aceptar electrones;; para lo cual se requiere menor cantidad de energía. Si expresamos esta tendencia en términos de datos negativos, éstos serán numéricamente mayores. g) Este enunciado manifiesta lo contrario a lo indicado en el literal b. Solución: Conforme lo indicado en el análisis se agrega en una tabla las correspondientes soluciones: Los grupos de la tabla periódica reúnen elementos que poseen propiedades semejantes;; A lo largo de un grupo la energía de ionización disminuye cuando el radio atómico aumenta;; La energía de ionización es una medida de la variación de la energía cuando un átomo en estado gaseoso pierde un electrón;; Los metales alcalinos al perder un electrón presentan la configuración electrónica del gas noble que lo antecede;; Cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa electrónica, el radio atómico disminuye;; Conforme se avanza de izquierda a derecha en un mismo período, la afinidad electrónica disminuye;; Conforme aumenta el nivel de energía, aumenta el potencial de ionización.
Ejercicio Nº 5.8 ¿Es cierto que cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa electrónica, el radio atómico aumenta?
98
V V V V F V F
Análisis: Los elementos de la tabla periódica tienen una configuración electrónica que depende del número de electrones que posee, éstos van llenando los orbitales de cada subnivel de energía (s, p, d y f), que a su vez conforman un nivel determinado de energía coincidente con cada período de la tabla periódica. Mientras se avanza en un grupo de tabla periódica -de arriba hacia abajo- se van agregando electrones que se ubican en nuevos niveles de energía en el átomo, por lo que el átomo gana en volumen. Solución: De acuerdo a la descripción del número cuántico principal, éste número es mayor, mientras se agregan niveles de energía y como consecuencia de ello, el radio atómico aumenta.
Ejercicio Nº 5.9 Con los datos del punto de fusión de algunos elementos compruebe que esta característica es una propiedad periódica. Grupo
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
Elemento
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Punto de fusión
179
1278
2300
3350
–210
–218
–220
–249
Elemento
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Punto de fusión
98
651
660
1410
590
119
–101
–189
Análisis: Antes de analizar los datos es conveniente asegurarse que los elementos sigan el ordenamiento de la tabla periódica por grupo o período. Los datos de temperatura del punto de fusión de los elementos están ordenados por período de izquierda a derecha y por grupo. Esta observación nos permite relacionar los datos: a) Por período (fila), aquí se establece que los datos muestran un incremento del punto de fusión desde el primer al cuarto elemento y luego decrece del quinto al octavo elemento. Este comportamiento se mantiene haciendo la misma comparación con el siguiente período.
99
b)
Por grupo (columna). Aquí se observa que el punto de fusión de los elementos decrece de arriba hacia abajo en todos los grupos.
Solución: De acuerdo a las comparaciones, podemos concluir que los datos del punto de fusión de los elementos explican la periodicidad de la indicada propiedad física con respecto al orden de los elementos en la tabla periódica.
Ejercicio Nº 5.10 Las siguientes partículas son isoelectrónicas, es decir tienen la misma configuración electrónica, ordénelas según su radio decreciente: F-, Na+, Mg2+, O2-. Análisis: El tamaño iónico depende de la carga nuclear de las partículas, del número de electrones y de los orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior. Los radios iónicos;; en general, aumentan al avanzar por un grupo y disminuyen a lo largo de un período. Iniciaremos revisando la configuración electrónica de las partículas indicadas: F- : [He] 2s22p6;;
Na+: [He] 2s22p6;;
Mg2+: [He] 2s22p6;;
O2-: [He] 2s22p6
Dado que todas las partículas tienen el mismo número de electrones, la carga juega un papel importante. Para iones con diferente carga hay que establecer la relación entre la carga positiva del núcleo y la carga negativa de los electrones. Para iones con menor número de electrones, el tamaño de los iones disminuye. Para mayor número de electrones, el radio de los iones aumenta debido al mayor volumen resultante de la repulsión de las cargas negativas. Solución: De acuerdo a lo descrito el radio iónico disminuye en el siguiente orden: O2-, F-, Na+, Mg2+. En forma general, podemos concluir que los cationes son más pequeños y los aniones son más grandes que los respectivos átomos neutros.
100
5.7
Ejercicios para resolver 1.
2.
Prepare un resumen que incluya los siguientes temas y sus relaciones:
a)
Tabla periódica;;
b)
Ley periódica;;
c)
Energía o potencial de ionización;;
d)
Afinidad electrónica;;
e)
Radio atómico;;
f)
Radio iónico.
Explique las diferencias entre los siguientes términos:
a)
Elementos metálicos y no metálicos;;
b)
Elementos metálicos y metaloides;;
c)
Elementos lantánidos y actínidos;;
d)
Radio atómico y radio iónico;;
e)
Catión y anión.
3.
Investigue las tendencias que sigue la energía de ionización de los elementos de la tabla periódica, luego reflexione si ésta disminuye cuando los radios atómicos de los elementos aumentan.
4.
Entre los siguientes elementos, indique aquellos que presentan carácter metálico: azufre, antimonio, selenio, estaño y estroncio.
5.
En la siguiente lista de elementos, determine la cantidad de elementos que corresponden a los lantánidos, metales de transición, metaloides: cerio, titanio, terbio, tecnecio, paladio, polonio, cadmio, tungsteno, germanio, neodimio.
6.
¿Cuál es el estado de agregación del elemento que presenta la siguiente configuración electrónica? 1s22s22p63s23p6.
101
7.
Entre las siguientes opciones, ¿cuál es la incorrecta?
8.
a)
El tamaño de un átomo de potasio es menor que un átomo de rubidio;;
b)
El tamaño de un átomo de flúor es menor que un átomo de litio;;
c)
El tamaño de un átomo de aluminio es menor que un átomo de carbono.
Analice las siguientes opciones. ¿Cuál es la incorrecta?
9.
a)
El radio de un ion de magnesio es menor que el radio de un átomo de magnesio;;
b)
El radio iónico del sodio es menor que el del ion de magnesio;;
c)
El radio iónico del cloro es menor que el del ion de fósforo.
¿Cuáles son los elementos ubicados en el mismo grupo de la tabla periódica de acuerdo al siguiente listado? 4Be, 19K, 20Ca, 8O, 22Ti, 30Zn, 28Ni, 34Se, 25Mn, 18Ar, 35Br, 16S, 53I.
10. ¿Cuál de estos elementos tiene la afinidad electrónica mas negativa?: B, N, S, K, Rb.
11.
Especifique cada uno de los siguientes enunciados como verdadero (V) o falso (F) y compruebe la asignación mediante el uso de la tabla periódica.
Enunciado Los lantánidos y actínidos son parte de los períodos 6 y 7 de la tabla periódica El níquel, hierro, cromo y silicio, como todos los metales, son buenos conductores del calor y la electricidad El oxígeno, nitrógeno, hidrógeno y helio son elementos diatómicos La tabla periódica consta de 7 períodos y 18 columnas o grupos Los gases nobles son estables porque tienen 8 electrones en su último nivel de energía El mercurio y bromo son elementos que normalmente se encuentran en estado líquido a temperatura ambiente.
102
VóF
CAPÍTULO #
6
Nomenclatura química Sumario 6.1
Reglas para determinar los números de oxidación
6.2
Compuestos binarios: óxidos, sales halógenas, hidruros metálicos y ácidos hidrácidos
6.3
Compuestos ternarios: bases hidróxidos, ácidos oxácidos oxisales
6.4
Hidratos
6.5
Ejercicios de aplicación
6.6
Ejercicios para resolver
o y
El conocimiento de las fórmulas y los nombres de los compuestos nos provee de algunas ventajas: ▪ Facilita la lectura de textos relacionados con la química. ▪ Nos ayuda a reconocer en forma inmediata las propiedades relevantes de los materiales. ▪ Nos da información especializada, ya que en una fórmula converge el conocimiento sobre la estructura molecular, tipos de enlace, propiedades físicas y químicas de las sustancias, la influencia sobre el medio ambiente e incluso sobre la importancia económica de su aplicación.
103
La formulación de un compuesto, al igual que su nomenclatura constituye un lenguaje químico sencillo que necesita del conocimiento de los símbolos de los diferentes elementos químicos. Cada compuesto químico tiene un nombre y una estructura única que los distingue de los demás, los identifica y evita ambigüedades. La Unión Internacional de Química Pura y Química Aplicada, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), ha establecido un sistema para nombrar y formular las sustancias químicas, aunque existen otros sistemas que todavía se usan.
Cargas de distinto signo se atraen
Cargas del mismo signo se repelen Figura 6.1: Comportamiento de las cargas
La combinación de elementos se representa en una fórmula química que además de indicar los elementos que la forman, proporciona la relación numérica en la que intervienen sus respectivos átomos mediante el uso de subíndices ubicados a la derecha del símbolo químico del átomo o iones. Fundamentalmente existen dos tipos de compuestos químicos, los compuestos orgánicos y los inorgánicos, de los últimos nos ocuparemos en este capítulo.
6.1
Reglas para determinar los números de oxidación De forma general a cada elemento dentro de un compuesto se le asigna un número positivo o negativo denominado número o grado de oxidación, el mismo que representa el número de electrones con los que un átomo participa en la formación de un compuesto. El número de oxidación del elemento guarda relación con su posición dentro de la tabla periódica, lo que facilita la deducción de las fórmulas químicas. Para asignar los números de oxidación de los elementos existen algunas reglas, las cuales se indican a continuación: Reglas para asignar números de oxidación. ▪ Los elementos metálicos tienen números de oxidación positivos.
104
▪ Los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. ▪ El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero. ▪ El número de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que es –1. ▪ El número de oxidación del hidrógeno es + 1, excepto en los hidruros que es –1. ▪ El número de oxidación positivo de un elemento alcanza como máximo el valor del grupo (columna) al que pertenece en la tabla periódica. En el caso de que tome otros valores, éstos serán más pequeños. ▪ El número de oxidación negativo de los elementos del grupo 15 (V A),16 (VI A) y 17 (VII A) es –3, –2 y –1 respectivamente. ▪ El número de oxidación de un ion poliatómico es igual a su carga. ▪ La suma de los números de oxidación de una fórmula es igual a cero.
1
2
3
4
H, Na, K, Li, Rb
Be, Ca, Mg, Sr, Ba
B, Al
Si
5
6
1, 3 2, 4
2, 3 3, 5 4, 6
Sn, Pb
2, 3, 2, 3, 4, 6, 4, 6, 7 8
Bi
Elemento de transición Ag
Zn, Cd
Sc, Y, La
Au
Pd, Pt
Rh, Ir
Mn
Ru, Os
Cu, Hg Fe, Co, Ni Ti, Zr, Hf V, Nb, Ta Cr, Mo, W Tabla 6.1: Números de oxidación de algunos cationes
– 4 C
– 3 N, P, As, Sb
– 2 O, S, Se, Te
– 1 F, Cl, Br, I
Tabla 6.2: Números de oxidación de aniones
105
6.2 Compuestos binarios: óxidos, sales halógenas, hidruros metálicos y ácidos hidrácidos Los compuestos binarios resultan de la combinación de dos elementos, por esta razón en sus fórmulas intervienen sólo dos símbolos. Para establecer el orden en el que éstos deben escribirse y leerse, la IUPAC ha tomado como base la siguiente secuencia de los diferentes elementos: Metales, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F La combinación de los compuestos binarios puede ser entre un metal y un no metal y entre dos no metales. Para mejor compresión se presenta un esquema sobre los tipos de compuestos binarios.
Compuestos Binarios Oxigenados
Óxidos
Metálicos
No Metálicos
No Oxigenados
Sales Binarias
Hidruros
Ácidos Hidrácidos
Esquema 6.1: Tipos de compuestos binarios
Formulación Para formular un compuesto binario se escribe en primer lugar el símbolo del elemento que se encuentra a la izquierda de la secuencia IUPAC y a continuación el símbolo que se ubica hacia la derecha. La fórmula lleva también los números de oxidación de los elementos; que se escriben como subíndices sin considerar el signo. El número de oxidación del primer elemento se utiliza como subíndice del segundo elemento y viceversa. Si uno de ellos o ambos coinciden con la unidad se omiten. Si uno es múltiplo del otro se dividen ambos por el menor y el resultado queda como fórmula química definitiva. Fórmula química
Ax By x : número de oxidación de B y : número de oxidación de A
106
Nomenclatura
Óxidos
Para nombrar los compuestos binarios se puede hacer uso de la nomenclatura sistemática, la Stock y la tradicional. Las dos primeras son recomendadas por la IUPAC, sin embargo, por costumbre se usan todas sin distinción alguna. Para evitar confusiones indicaremos las reglas más utilizadas y fáciles de recordar. Nomenclatura Stock:
Nomenclatura sistemática:
Se nombra en primer lugar la palabra óxido seguido del nombre del metal, en el caso de los metales que solamente tienen un solo número de oxidación (metales de los grupos I A, II A, III A).
En este caso se antepone los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc., antes de cada elemento para indicar el número de átomos involucrados en la fórmula.
Ej.: óxido de calcio CaO, óxido de aluminio Al2O3.
Ej.: monóxido de calcio CaO, trióxido de dialuminio Al2O3, tetróxido de dinitrógeno N2O4, pentóxido de difósforo P2O5.
Para nombrar los óxidos de metales que tienen algunos números de oxidación se utiliza la palabra óxido seguido del metal y después en número romano se indica el número de oxidación. También se les llama óxidos a la combinación entre no metales y oxígeno.
Si el segundo elemento tiene como subíndice la unidad, no se aplica el prefijo. Ej.: monóxido de carbono CO, trióxido de azufre SO3.
Si los subíndices son múltiplos, éstos se simplifican.
Compuestos binarios metal – no metal
Ej.: óxido de cobre(I) Cu2O, óxido de estaño(IV) SnO2, óxido de cloro(I) Cl2O, óxido de fósforo(III) P2O3. Se nombran citando en primer lugar el elemento situado a la derecha en la fórmula seguido de la terminación -uro, luego la preposición de y finalmente el elemento de la izquierda. Al igual que en los casos anteriores cuando el elemento tiene un número de oxidación único no es necesario indicarlo, pero si el elemento actúa con distintos números de oxidación, éste se escribirá a continuación en números romanos y entre paréntesis.
Siguiendo las mismas reglas, se antepone los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc., antes de cada elemento para indicar el número de átomos involucrados en la fórmula. No es necesario anteponer el prefijo, cuando el metal tiene un solo número de oxidación o el subíndice del metal es uno.
Ej.: monosulfuro de cobre CuS, tricloruro de hierro FeCl3, ioduro de potasio KI, dinitruro de trimagnesio Mg3N2, disulfuro Ej.: sulfuro de cobre(II) CuS, cloruro de hierro de carbono CS2, tribromuro de fósforo (III) FeCl3, ioduro de potasio KI, nitruro de PBr3. magnesio Mg3N2, sulfuro de carbono(IV) CS2, bromuro de fósforo(III) PBr3.
107
Hidruros metálicos
Para nombrar el compuesto se antepone la palabra hidruro, la preposición de y luego el metal. Si el metal actúa con distintos números de oxidación, éste se escribe al final en números romanos y entre paréntesis. Ej.: hidruro de litio LiH, hidruro de hierro(II) FeH2.
Aquí se antepone los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc., antes de cada elemento para indicar el número de átomos involucrados en la fórmula. Ej.: trihidruro de cromo CrH3, monohidruro de cobre CuH, dihidruro de calcio CaH2.
Hidruros no metálicos
Para los compuestos formados por hidrógeno y un no metal de los grupos 13, 14 y 15, llevan un nombre especial: Borano BH3, metano CH4, silano SiH4, amoniaco NH3, fosfina PH3, arsina AsH3, estibina SbH3.
108
Para los compuestos formados por hidrógeno y un no metal de los grupos 16 y 17, se nombra la raíz del elemento no metálico con la terminación –uro y luego de hidrógeno.
Se nombran agregando a la raíz del elemento la terminación -uro de y después la palabra hidrógeno, precedida por el prefijo que corresponda.
Ej.: fluoruro de hidrógeno HF, yoduro de Ej.: sulfuro de dihidrógeno H2S, bromuro de hidrógeno HBr, hidrógeno HI, seleniuro de hidrógeno H2Se. telururo de dihidrógeno H2Te. Cuando los hidruros no metálicos de los grupos 16 y 17 se encuentran disueltos en agua (disolución acuosa), se los nombra anteponiendo la palabra ácido seguido de la raíz del compuesto con la terminación –hídrico. Estas combinaciones binarias del hidrógeno con los elementos F, Cl, Br, I, S, Se, Te se los conoce también como ácidos hidrácidos. Los referidos elementos actúan con número de oxidación -1 para el F, Cl, Br, I y -2 para el S, Se, Te. Ej.: cloruro de hidrógeno HCl, ácido clorhídrico HCl(ac);; yoduro de hidrógeno HI, ácido yodhídrico HI(ac).
Número 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 12 14
Prefijo monoditritetrapentahexaheptaoctanonadecadodecatetradeca-
Tabla 6.3: Prefijos utilizados en la formulación
6.3
Compuestos ternarios: bases o hidróxidos, ácidos oxácidos y oxisales Los compuestos ternarios están formados por la combinación de tres elementos diferentes que se los conoce como: oxácidos, oxisales e hidróxidos.
Formulación de compuestos ternarios Para formular es conveniente aplicar la mismas reglas utilizadas con los compuestos binarios; pero para ello, se puede considerar el anión poliatómico como un grupo fijo con carga negativa, el metal o el hidrógeno con carga positiva y luego proceder de igual manera: escribir en primer lugar el elemento de carga positiva (metal o hidrógeno) y a la derecha colocar el anión poliatómico. El número de oxidación del primer elemento, sin considerar el signo, se escribe como subíndice del símbolo del anión poliatómico y viceversa. Si uno de ellos o ambos coinciden con la unidad se omiten. Si uno es múltiplo del otro se dividen ambos por el menor y el resultado queda como fórmula química definitiva. Cuando el subíndice de anión poliatómico es mayor a uno se encierra el anión entre paréntesis.
109
Fórmula química catión
anión poliatómico
Ax +
B : metal o no metal A : metal o hidrógeno
y
BOz ‾
y
Ax + BOz ‾
Ay ( BOz)x
x : carga del catión (número de oxidación) y : carga del anión poliatómico z : número de átomos del oxígeno
Iones poliatómicos Carga -1 AlO2Aluminato BrOHipobromito BrO2 Bromito BrO3 Bromato BrO4 Perbromato CN Cianuro CNO Cianato CNSTiocianato ClOHipoclorito ClO2Clorito ClO3Clorato ClO4 Perclorato C2H3O2 Acetato IO Hipoyodito IO2 Yodito IO3 Yodato IO4Peryodato MnO4Permanganato NO2Nitrito NO3Nitrato OHHidróxido Tabla 6.4: Iones poliatómicos y sus cargas
110
B4O72-
Carga -2 Tetraborato
CO32-
Carbonato
C2O42-
Oxalato
CrO42-
Cromato
Cr2O72-
Dicromato
MnO4-
Permanganato
MoO42-
Molibdato
SO32-
Sulfito
SO42-
Sulfato
S2 O3 2 -
Tiosulfato
S2 O6 2 -
Ditionato
S2 O7 2 -
Pirosulfato
SeO42-
Selenato
SnO32-
Estanato
WO42-
Wolframato Carga -3
AsO33-
Arsenito
AsO43-
Arsenato
PO33-
Fosfito
PO43-
Fosfato
Tabla 6.4: Iones poliatómicos y sus cargas
111
Carga -4 SiO44-
Silicato
Fe(CN)64-
Ferrocianuro Tabla 6.4: Iones poliatómicos y sus cargas
Hidróxidos Un hidróxido está formado por la combinación del grupo hidroxilo OH- con un metal o con el grupo amonio NH4+. El grupo OH- es un caso típico de ion poliatómico negativo; con respecto a la nomenclatura se trata como si fuera un solo elemento con grado de oxidación -1. Los hidróxidos se comportan químicamente como bases. Ej.: hidróxido de calcio Ca(OH)2, hidróxido de hierro(II) Fe(OH)2, hidróxido de amonio NH4OH.
Oxácidos Son ácidos formados por la combinación de hidrógeno H, oxígeno O y otro elemento, metálico o no metálico. Su fórmula típica es HaXbOc. En ellos el oxígeno actúa con número de oxidación -2 y el hidrógeno con +1. Cuando se conoce la fórmula y se considera que la carga total de la molécula es cero, resulta fácil determinar el número de oxidación correspondiente al elemento central, que como sabemos es positivo. Ej.: ácido clórico HClO3, ácido crómico H2CrO4.
Oxisales Son compuestos formados por un metal y un ion poliatómico, cuyo elemento central, al igual que los ácidos puede ser un metal o un no metal. La carga total de la molécula es cero y el número de oxidación del elemento central es positivo. Ej.: carbonato de sodio Na2CO3, permanganato de potasio KMnO4.
112
Nomenclatura de compuestos ternarios
Hidróxidos
Para nombrar los compuestos ternarios se acostumbra actualmente la nomenclatura tradicional, pero la IUPAC recomienda igualmente la nomenclatura Stock y la sistemática, porque facilita la deducción de la fórmula y los nombres. A continuación se exponen los dos tipos de nomenclatura de acuerdo al tipo de compuesto:
Nomenclatura Stock:
Nomenclatura sistemática:
Los hidróxidos se nombran anteponiendo la palabra hidróxido al nombre del metal que irá precedido de la preposición de. En el caso de que el metal actúe con más de un número de oxidación, éste se hará constar con un número romano dentro de un paréntesis. Cuando el metal tiene solo un número de oxidación, éste se omite. Ej.: hidróxido de cobre(II) Cu(OH)2, hidróxido de potasio KOH.
Al emplear esta nomenclatura se antepone a la palabra hidróxido los prefijos mono, di, tri, etc. Cuando los metales poseen un solo número de oxidación se omite el prefijo mono. Ej.: dihidróxido de cobre Cu(OH)2, hidróxido de potasio KOH.
Nomenclatura tradicional:
Nomenclatura sistemática:
Oxácidos
En este espacio revisaremos las reglas tradicionales para nombrar los oxácidos, en vista de que aún sus nombres nos resultan familiares. Estas reglas consisten básicamente en lo siguiente:
La segunda forma de nomenclatura especialmente recomendada por la IUPAC por su carácter sistemático, consiste en nombrar la palabra oxo precedida de los prefijos di-, tri-, tetra-, etc., en el caso de que el subíndice del oxígeno en la fórmula Se antepone la palabra ácido al nombre abreviado del del ácido sea 2, 3, 4, etc. A continuación se escribe elemento central X y se finaliza con la terminación el nombre del elemento central en forma abreviada -oso o -ico, según el número de oxidación del unido a la terminación -ato y tras indicar entre elemento, si éste es el menor se aplica la terminación paréntesis el grado de oxidación con el que actúa oso y si es mayor ico. Esta regla se extiende cuando dicho elemento, se añade la palabra hidrógeno el elemento posee cuatro números de oxidación, precedida de la preposición de. combinando con los prefijos hipo- y per- y los sufijos -oso e -ico de la siguiente manera: Ej.: ácido hipo
......... oso
para el número oxidación más bajo
ácido
.......... oso
para el superior
de
H2SO4: tetraoxosulfato(VI) de dihidrógeno HClO: monoxoclorato(I) de hidrógeno
inmediato
113
ácido
.......... ico
para el siguiente
ácido per
.......... ico
para el grado de oxidación más alto
H2SO4: ácido sulfúrico
Oxisales
HClO4: ácido perclórico
Nomenclatura Stock
Según esta nomenclatura los oxácidos se nombran anteponiendo la palabra ácido seguido del prefijo mono, di, tri, de acuerdo al número de átomos de oxígeno que contiene la fórmula, luego la palabra oxo, finalmente el nombre abreviado del elemento central con la terminación –ico y adicionalmente el número de oxidación en número romano encerrado en un paréntesis. Ej.: ácido trioxocarbónico(IV) H2CO3.
Nomenclatura Stock:
Nomenclatura sistemática:
El nombre de las oxisales se forma anteponiendo el nombre del anión poliatómico correspondiente y luego el elemento metálico, precedido de la preposición de y seguido del número de oxidación en números romanos y paréntesis, en el caso de que el metal actúe con más de uno.
Para nombrar las oxisales se antepone los prefijos mono, di, tri, tetra, etc., según el número de átomos de oxígeno del anión, a la palabra oxo, luego se escribe el nombre del elemento central en forma abreviada unido a la terminación -ato y después se indica entre paréntesis el número de oxidación con el que actúa dicho elemento, se añade el nombre del metal precedida de la preposición de y el número de oxidación del metal, en el caso de que éste tenga más de uno.
Ej.: clorato de potasio KClO3, sulfato de hierro(III) Fe2(SO4)3, carbonato de manganeso(II) MnCO3.
Ej.: trioxoclorato(V) de potasio KClO3,
tetraoxosulfato(VI) de hierro(III) Fe2(SO4)3,
trioxocarbonato(IV) de manganeso(II) MnCO3,
hidrógeno trioxocarbonato(IV) de sodio NaHCO3.
114
6.4
Hidratos Los hidratos son compuestos químicos, que llevan unidas cierto número de moléculas de agua por unidad de fórmula y que forman parte de la estructura sólida del compuesto. Para nombrar los hidratos se agrega al nombre del compuesto el prefijo mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, etc., de acuerdo al número de moléculas de agua que lo acompañan. Ej.: CuSO4 . 5 H2O: sulfato de cobre pentahidratado; MgSO4 . 7 H2O: sulfato de magnesio heptahidratado.
6.5
Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 6.1 Determine los números de oxidación del nitrógeno presente en cada una de las siguientes especies químicas: N2O; NO; N2O3; NO2; N2O5. Análisis: En primer término hay que observar que los compuestos indicados son óxidos formados por la combinación entre dos no metales, que el número de oxidación del oxígeno es – 2 y que las cargas de los elementos que forman la molécula deben sumar cero. De acuerdo a ello resumiremos que para los compuestos binarios el número de oxidación se calcula como sigue: Número de átomos del elemento 1 x número de oxidación del elemento 1 + número de átomos de elemento 2 x número de oxidación del elemento 2 = cero Compuesto
Cálculos
Número de oxidación
N2 O
2 x ( número de oxidación) + 1 x ( -2) = 0
+1
NO
1 x ( número de oxidación) + 1 x ( -2) = 0
+2
N2 O3
2 x ( número de oxidación) + 3 x ( -2) = 0
+3
NO2
1 x ( número de oxidación) + 2 x ( -2) = 0
+4
N2 O5
2 x ( número de oxidación) + 5 x ( -2) = 0
+5
115
Solución: Los números de oxidación del nitrógeno en los compuestos: N2O; NO; N2O3; NO2; N2O5 son +1, +2, +3, +4, +5 respectivamente.
Ejercicio Nº 6.2 Determine el número de oxidación de los átomos de fósforo, cloro, nitrógeno, manganeso y oxígeno: P, Cl, N, Mn y O en los siguientes iones poliatómicos: PO33-, NH4+, MnO4−, OH− Análisis: Para determinar el número de oxidación se debe recordar que en un ion poliatómico la suma de los números de oxidación de los átomos es igual a la carga del ion. Los números de oxidación se pueden deducir conociendo la ubicación del elemento en la tabla. Así, los elementos que se ubican en el grupo I A, II A y III A pueden ceder 1, 2 y 3 electrones respectivamente, en consecuencia la carga será +1, +2 y +3 en su orden. En el caso del nitrógeno y del oxígeno que se ubican en el grupo VA y VIA pueden aceptar 3 y 2 electrones respectivamente para completar la configuración del gas noble del segundo período, de manera que la carga es –3 y –2. Para el cálculo del número de oxidación del elemento central se procede como sigue: Número de átomos del elemento 1 x número de oxidación del elemento 1 + número de átomos del elemento 2 x número de oxidación del elemento 2 = cero Ion poliatómico
Cálculos
Número de oxidación
PO33-
1 x (número de oxidación) + 3 x ( -2) = -3
+3
ClO2-
1 x (número de oxidación) + 2 x ( -2) = -1
+3
NH4+
1 x (número de oxidación) + 4 x (+1) = +1
-3
MnO4-
1 x (número de oxidación) + 4 x ( -2) = -1
+7
OH-
1 x (número de oxidación) + 1 x ( +1) = -1
-2
Solución: Los números de oxidación del fósforo (P), cloro (Cl), nitrógeno (N), manganeso (Mn) y oxígeno (O) en los compuestos: PO33-, ClO2-, NH4+, MnO4-, OH- son: +3, +3, -3, +7, -2 respectivamente.
116
Ejercicio Nº 6.3 Determine el número de oxidación del elemento central de los siguientes compuestos: dicromato de potasio, yodato de sodio, fosfato de calcio, carbonato de hierro(II), permanganato de potasio. Análisis: Antes de la determinación de los números de oxidación hay que formular los compuestos, recordando que el número de oxidación del oxígeno es –2 y el de los elementos, según su ubicación en la tabla o tomar la referencia de los números romanos e intercambiar las cargas sin considerar el signo colocándolas como subíndices a la derecha del elemento o del ion poliatómico. Finalmente proceder de forma habitual de manera que la suma de los números de oxidación sea cero. Número de átomos del elemento 1 x número de oxidación del elemento 1 + número de átomos del elemento central x número de oxidación del elemento central + número de átomos de oxígeno x (-2) = cero Compuesto
Cálculos
Número de oxidación
K2Cr2O7
2 x (+1) + 2 x (número de oxidación) + 7 x (-2) = 0
+6
NaIO3
1 x (+1) + 1 x (número de oxidación) + 3 x (-2) = 0
+5
Ca3(PO3)2
3 x (+2) + 2 x (número de oxidación) + 6 x (-2) = 0
+3
FeCO3
1 x (+2) + 1 x (número de oxidación) + 3 x (-2) = 0
+4
KMnO4
1 x (+1) + 1 x (número de oxidación) + 4 x (-2) = 0
+7
Solución: Los números de oxidación de los átomos centrales de los compuestos: K2Cr2O7, NaIO3, Ca3(PO3)2, FeCO3, KMnO4 son: +6, +5, +3, +4, +7 respectivamente.
Ejercicio Nº 6.4 ¿Cuáles son los números de oxidación del nitrógeno en el nitrato de amonio? Análisis: Empezar con la escritura de la fórmula correcta y luego calcular partiendo de que la carga del ion amonio es +1 y la del oxígeno es –2.
117
Número de iones de amonio x número de oxidación + número de átomos de nitrógeno x número de oxidación del nitrógeno + número de átomos de oxígeno x (-2) = cero Compuesto
Cálculos
Número de oxidación
NH4+
1 x (número de oxidación) + 4 x (+1) = +1
-3
NH4NO3
1 x (+1) + 1 x (número de oxidación) + 3 x (-2) = 0
+5
Solución: Los números de oxidación del nitrógeno en el nitrato de amonio son: -3 y +5.
Ejercicio Nº 6.5 Utilizar la nomenclatura aceptada por la IUPAC para nombrar los siguientes compuestos: CrP, CaC; K2S; Na3N; CaCl2 Análisis: Para indicar los nombres de los compuestos, es conveniente decidir sobre la nomenclatura que se va a aplicar. En este ejercicio utilizaremos la nomenclatura Stock y la sistemática. Los compuestos binarios se nombran como sigue: Nomenclatura Stock: Nombre abreviado del no metal + uro + de + metal ó no metal + Nº oxidación Observar que al final se agrega el número de oxidación solamente de los metales que tienen número de oxidación variable. Nomenclatura sistemática: Prefijo + nombre abreviado del no metal + de + prefijo + metal Solución: Compuesto
118
Nomenclatura Stock
Nomenclatura sistemática
CrP
Fosfuro de cromo(III)
Monofosfuro de cromo
CaC2
Carburo de calcio
Dicarburo de calcio
K2 S
Sulfuro de potasio
Monosulfuro de dipotasio
Na3N
Nitruro de sodio
Mononitruro de trisodio
CaCl2
Cloruro de calcio
Dicloruro de calcio
Ejercicio Nº 6.6 Escribir las fórmulas químicas de las siguientes sales binarias: bromuro de aluminio, fluoruro de calcio, teluriuro de oro(I), ioduro de cobre(II), arseniuro de estaño(IV). Análisis: Para escribir las fórmulas químicas debemos observar las reglas que se indican en la sección 6.3. De acuerdo a ello, escribiremos cada ion con su correspondiente carga, intercambiamos las cargas y las colocamos al lado derecho de cada uno de los elementos como subíndice. Nomenclatura del compuesto
Carga del catión
Carga del anión
Fórmula química
Bromuro de aluminio
Al3+
Br-
AlBr3
Fluoruro de calcio
Ca2+
F-
CaF2
Ioduro de cobre(II)
Cu2+
I-
CuI2
Teluriuro de oro(I)
Au+
Te2-
Au2Te
Arseniuro de estaño(IV)
Sn4+
As3-
Sn3As4
Solución: En vista de que los subíndices de los elementos no son múltiplos del otro, las fórmulas quedan como sigue: AlBr3, CaF2, CuI2, Au2Te y Sn3As4.
Ejercicio Nº 6.7 Observando las reglas de la nomenclatura química, identifique en la siguiente lista de compuestos, las sustancias que pueden formar ácidos en solución acuosa: C2H2; HCl; H2SO4;; Mg(OH)2; NH4Cl; SiH4; CH4; HNO2; HI; H2S Análisis: Según Arrehnius, un ácido es una sustancia que en solución acuosa se disocia y libera iones de hidrógeno. De acuerdo a la nomenclatura química, para escribir la fórmula de un ácido debe indicarse primero el hidrógeno (catión) y luego anión. Solución: Según lo indicado, las fórmulas HCl(ac), H2SO4(ac), HNO2(ac), HI(ac) y H2S(ac) corresponden a sustancias que en solución acuosa actúan como ácidos. Sus nombres químicos son: ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido nitroso, ácido yodhídrico y ácido sulfhídrico. Nótese que se ha agregado (ac), abreviatura que se utiliza para indicar que las sustancias están en solución acuosa.
119
Ejercicio Nº 6.8 Entre los siguientes nombres de compuestos, escoja la alternativa que contiene los nombres correctos de las siguientes fórmulas químicas: K2Cr2O7, Na2C2O4, NaHCO3. a) Cromato de potasio, acetato de sodio, carbonato de sodio e hidrógeno;; b) Bicarbonato de potasio, bicarbonato de sodio, carbonato de sodio;; c) Dicromato de potasio, oxalato de sodio, bicarbonato de sodio;; d) Perclorato de potasio, oxalato de sodio, carbonato de calcio;; e) Dicromato de potasio, acetato de sodio, carbonato ácido de sodio. Análisis: Las fórmulas químicas corresponden a compuestos ternarios formados por cationes y aniones poliatómicos. En cada alternativa se observa que los nombres están escritos utilizando la nomenclatura tradicional, por lo que la aplicaremos para formular los compuestos. En primer término se identifica los aniones y luego los cationes y finalmente se observa si los cationes poseen algunos números de oxidación para especificarlos en la fórmula y dado que éste no es el caso, los nombres quedan como sigue: Compuesto K2Cr2O7
Nomenclatura tradicional Dicromato de potasio
Na2C2O4
Oxalato de sodio
NaHCO3
Bicarbonato de sodio
Solución: Los nombres correctos de los compuestos de acuerdo a la nomenclatura tradicional son: dicromato de potasio, oxalato de sodio, bicarbonato de sodio, por lo tanto la alternativa correcta es la c.
Ejercicio Nº 6.9 En la siguiente tabla se detallan algunos nombres de compuestos y en el lado opuesto se incluyen algunas fórmulas químicas. Identifique en las columnas los nombres y fórmulas que correspondan y agregue la letra en el casillero respectivo.
120
a
Nombre del compuesto Fluoruro de silicio
Fórmula química Mn(C2O4)2
b
Óxido de cromo(III)
CaS
c
Sulfuro de calcio
SiF4
d
Fosfuro de sodio
Na3PO4
e
Acetato de magnesio
Fe(OH)2
f
Oxalato de manganeso(IV)
CaSO3
g
Fosfato de sodio
Cr2O3
h
Yodato de potasio
Na3P
i
Hidróxido de hierro(II)
j
Sulfito de calcio
Mg(CH3COO)2 KIO3
Análisis: Las reglas de la nomenclatura química establecen que al nombrar los compuestos, se lo hace indicando primero el elemento o grupo de carga negativa y luego el de carga positiva. La escritura de las fórmulas químicas se procede en forma contraria; primero se escribe el catión y luego el anión. Con la ayuda de la tabla 6.2 y 6.4 podemos combinar los cationes y aniones para escribir las fórmulas correctas: Fluoruro de silicio SiF4, óxido de cromo(III) Cr2O3, sulfuro de calcio CaS, fosfuro de sodio Na3P, acetato de magnesio Mg(CH3COO)2, oxalato de manganeso(IV) Mn(C2O4)2, fosfato de sodio Na3PO4, yodato de potasio KIO3, hidróxido de hierro(II) Fe(OH)2, sulfito de calcio CaSO3. Solución: La secuencia de las letras que relacionan el nombre del compuesto con su fórmula química es: f, c, a, g, i, j, b, d, e, h.
Ejercicio Nº 6.10 Escriba las fórmulas de los siguientes hidratos: oxalato de litio dihidratado, sulfato de sodio decahidratado, cloruro de magnesio hexahidratado, sulfato de cromo(III) octadecahidratado, tetraborato de sodio decahidratado, nitrato de níquel(II) hexahidratado. Análisis: Los hidratos son sustancias químicas que están acompañadas por un número específico de moléculas de agua y se nombran agregando los prefijos mono, di, tri, tetra, etc., dependiendo del número de moléculas de agua. Al escribir los hidratos ponemos la fórmula y separamos con un punto las moléculas de agua. Solución: Oxalato de litio dihidratado: Sulfato de sodio decahidratado: Cloruro de magnesio hexahidratado: Sulfato de cromo(III) octadecahidratado: Tetraborato de sodio decahidratado: Nitrato de níquel(II) hexahidratado:
LiC2O4H . 2 H2O; Na2SO4 . 10 H2O; MgCl2 . 6 H2O; Cr2(SO4)3 . 18 H2O; Na2B4O7 . 10 H2O; Ni(NO3)2 . 6 H2O.
121
6.6
Ejercicios para resolver 1.
Términos e interrogantes de repaso.
• Describa en forma general los siguientes términos: sales binarias, hidruros metálicos, ácidos hidrácidos, oxisales, oxácidos e hidratos. • ¿Cómo se determina el número de oxidación del átomo central de los iones poliatómicos? • ¿Cuál es la relación entre el número de oxidación de un ion metálico y su posición en la tabla periódica? • ¿Cuál es el orden para escribir una fórmula química? • ¿Cuál es la diferencia entre los halogenuros de hidrógeno y los hidruros? • Asigne otra nominación al compuesto trioxocarbonato(VI) de sodio e hidrógeno. • ¿Cómo explica usted que los metales de transición pueden tener números de oxidación variable? • ¿Cambia la fórmula del cloruro de hidrógeno gaseoso si lo disolvemos en un poco de agua? • Si un compuesto cambia de estado físico, ¿cambia también la fórmula? • ¿Cuáles números de oxidación espera usted para los metales de transición?
2.
Con ayuda de la tabla periódica establezca el número de oxidación que le corresponden a los elementos: magnesio en el óxido de magnesio, carbono en carbonato de calcio, sodio en hidruro de sodio, fósforo en fosfato de potasio, azufre en tiosulfato de sodio y yodo en ácido yódico.
3.
Escriba la fórmula química para los siguientes compuestos: dióxido de selenio, clorato de cobre(I), sulfuro de litio, cloruro de zinc, óxido de lantano.
4.
¿Cuáles son los números de oxidación para los metales de transición: vanadio, manganeso, cromo, plata, oro, wolframio, osmio, platino, níquel y mercurio?
122
5.
¿En cuál de los compuestos el elemento yodo tiene el mayor número de oxidación: ioduro de potasio, peryodato de cobre(I), yodito de calcio, yodato de hierro(II) o yodo molecular?
6.
¿Cuáles son las fórmulas químicas de los siguientes compuestos indicados en nomenclatura IUPAC: tetraoxosulfato(VI) de cobre(II), monoxoyodato(I) de calcio, trioxocarbonato(IV) monohidrógeno de sodio y tetraoxofosfato(V) de amonio?
7.
¿En cuál de los compuestos el hidrógeno tiene el número de oxidación – 1: fluoruro de hidrógeno, amoniaco, hidruro de calcio, ácido sulfúrico o agua?
8.
Complete la siguiente tabla con la fórmula y el nombre según la nomenclatura Stock.
S2–
Cl–
NO3–
O2–
Al3+ Fe2+ Hg2+ Na+ K+
9.
Complete la siguiente tabla con la fórmula y el nombre según la nomenclatura Stock.
NO3–
CrO42–
SO42–
PO43–
Sn4+ Pb2+ Cu+ W3+ V5+
123
10.
En la tabla constan nombres de compuestos en distintas nomenclaturas, escriba las fórmulas correspondientes. Compuestos
Fórmulas
Fluoruro de estaño(II) Carbonato de calcio Nitrato ferroso Sulfato de cromo(III) Bicarbonato de calcio Hipoclorito de sodio Oxalato de amonio Acetato de potasio Permanganato de cobre(II) Carbonato de sodio decahidratado
11.
Utiliza la tabla para ordenar las fórmulas químicas de los siguientes compuestos de acuerdo al número de oxidación positivo: dióxido de titanio, trióxido de wolframio, pentóxido de vanadio, tetracloruro de estaño, pentasulfuro de diarsenio, hexafluoruro de selenio, carburo de silicio, pentafluoruro de fósforo, trióxido de dicromo. + 4
+5
+6
12.
Escriba las posibles fórmulas químicas para las combinaciones entre plata y oxígeno; mercurio y cloro; hierro y bromo; cobre y oxígeno; manganeso y oxígeno.
13.
Ordene en forma ascendente las fórmulas de los compuestos químicos de acuerdo al número de oxidación del átomo central: K2CO3, KMnO4, K3PO4, K2CrO4, K2C2O4.
14.
Complete la tabla con las fórmulas de los compuestos binarios a partir de la nomenclatura Stock (IUPAC)
124
Fórmula química
Nomenclatura Stock Fluoruro de estaño (II) Cloruro de níquel (III) Sulfuro de hierro (III) Nitruro de cobre (II) Sulfuro de amonio Hidruro de aluminio
15.
Complete la tabla con las fórmulas de los compuestos ternarios a partir de la nomenclatura Stock (IUPAC) Fórmula química
Nomenclatura Stock Clorato (V) de Litio Nitrato(III) de magnesio Yodato(I) de potasio Clorato (V) de plata(II) Sulfato(IV) de manganeso (IV) Sulfato(IV) de titanio (IV)
16.
Complete la tabla con los nombres de compuestos binarios de acuerdo a la nomenclatura sistemática y escriba adicionalmente las fórmulas que faltan. Fórmula
Nomenclatura sistemática o estequiométrica Dicloruro de dimercurio
SnCl2 Trisulfuro de diarsénico BaBr2
125
17.
Use la nomenclatura sistemática aceptada por la IUPAC para nombrar los siguientes compuestos ternarios: Fórmula
Nomenclatura sistemática
Pb(CrO4)2 Ca3(AsO4)2 Co(ClO4)2 Na HSO4 Ca(C2H3O2)2 K2HPO4
Acetato de calcio*
*nomenclatura tradicional o funcional 18.
Completar en corresponda:
la tabla
Fórmula química
las fórmulas de los compuestos binarios o la nomenclatura Nomenclatura sistemática
Cu2C AgCl FeO H2 O SO3
19.
que
Nomenclatura Stcok Carburo de cobre II
Cloruro de plata Óxido de cloro(III) Óxido de hierro(II) Óxido de dihidrógeno Trióxido de azufre
Complete la tabla con los nombres de compuestos ternarios usando la nomenclatura sistemática (IUPAC) Fórmula
Nomenclatura sistemática
CaCO3 Fe(NO3)2 Cr2(SO4)3 Ca(HCO3)2 HClO2 NaIO3 20.
Escriba las fórmulas de 3 ácidos hidrácidos y de 3 oxácidos de uso frecuente y complemente con la nomenclatura tradicional, Stock y sistemática de cada uno de los ácidos seleccionados.
126
CAPÍTULO #
7
Relaciones cuantitativas Sumario 7.1
El número de Avogadro
7.2
Masa molecular
7.3
Concepto de mol y masa molar
7.4
Composición porcentual de los compuestos
7.5
Fórmula empírica
7.6
Fórmula molecular
7.7
Ejercicios de aplicación
7.8
Ejercicios para resolver
¿Cuántos átomos de carbono hay en una molécula de azúcar? ¿Cuántas moléculas de H2O hay en 1 litro de agua? ¿Cómo medimos las cantidades de sustancias antes de realizar una reacción?
Diariamente utilizamos diferentes medidas y escalas para contar, dependiendo de cada aplicación o de profesión. La química también cuenta con sus propias unidades que le son necesarias para medir y realizar cálculos.
127
Para representar fenómenos y procesos químicos, se lo hace en términos de átomos y moléculas, pero en la práctica se usan cantidades mayores para medir masas y volúmenes de materia prima y productos. La unidad que frecuentemente usamos es el mol, con las correspondientes conversiones en gramos, que nos resulta útil para determinar las cantidades de sustancias que participan en una reacción, su composición molecular, así como para deducir las fórmulas empíricas y moleculares a partir de un análisis entre los elementos.
La reacción química, en la que intervienen partículas; sean éstas átomos o moléculas, llevan asociada la masa, a partir de la cual se puede deducir las relaciones de masa y de volumen que entran en combinación para formar productos. Las relaciones cuantitativas en una reacción presentan dos apreciaciones: Microscópica: la combinación de las partículas guarda una relación numérica definida que se conserva después de una reacción. Macroscópica: la medición de cantidades de partículas que participan en una reacción se la efectúa en relación de masa (mol).
7.1
El número de Avogadro Las leyes de la química: la conservación de la masa (Lavoisier), las proporciones definidas (Proust), las proporciones múltiples (Dalton) se sustentaron en la medición de la masa y el volumen, hasta que en 1811 Amedeo Avogadro introdujo el término molécula para respaldar la ley de volúmenes de Gay Lussac, dando inicio a las interpretaciones de las relaciones cuantitativas en términos de átomos y moléculas. Ley de Avogadro, establece que “volúmenes iguales de gases, a temperatura y presión equivalentes, contienen un mismo número de moléculas”.
128
En 1860 Cannizzaro aplicó la hipótesis de Avogadro para determinar las fórmulas moleculares de gases y las masas atómicas relativas de sus elementos, lo que dio lugar a plantear la siguiente pregunta: ¿Cuántos átomos o moléculas están involucrados en las masas utilizadas? El cálculo de dicho número de partículas fue objeto de experimentación y ha sido modificado con el transcurso del tiempo como resultado del trabajo de científicos como Loschmidt, Kelvin, Perrin, Roys, Rutherford, Millikan Birge, hasta que en 1986 la comunidad científica aceptó oficialmente la cifra 6.0221367 x 1023 mol-1 como el número de Avogadro (NA)1. Número de Avogadro NA = 6.0221367 x 1023 mol-1 De esta manera, queda asociado el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones etc.) con la cantidad de sustancia.
7.2
Masa molecular Los elementos están representados en un compuesto en una cantidad determinada y éstos se los puede medir por su masa. Una sustancia puede ser pesada fácilmente, pero el número de átomos o de moléculas en ellas son también importantes en el momento de hacer cálculos. Recordemos que en la tabla periódica los elementos están ordenados de acuerdo al número atómico, pero también en ella se encuentran las masas atómicas relativas de los elementos que se pueden expresar en unidades de masa atómica (uma). Uno de los cálculos más sencillos es la determinación de la masa de la fórmula, llamada también masa fórmula de los compuestos en general y masa o peso molecular para compuestos no iónicos. La masa fórmula de una sustancia es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que constan en una unidad de fórmula del compuesto, sea molecular o iónico y se expresa en unidades de masa atómica. La masa molecular de una sustancia es la suma de las masas atómicas de todos los átomos en una molécula de la sustancia expresados en unidades de masa atómica.
CODATA, Boletín No. 63, nov. 1986.
1
129
7.3
Concepto de mol y masa molar En la práctica cuando se requiere medir cantidades de sustancias se utilizan proporciones mayores a la consideración de solamente átomos o moléculas, para este propósito fue necesario recurrir a una unidad de medida relacionada con la cantidad de sustancia, que pasó a denominarse mol. En el año 1957, la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (IUPAP) y en 1967 la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) resolvieron tomar como referencia al 12C (isótopo de masa atómica 12 uma) para definir el mol: “La cantidad de sustancia de un sistema material que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de 12C”. Cuando se usa el mol las entidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o agrupaciones específicas de tales partículas. Finalmente en 1971 esta definición fue adoptada por la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas y el mol pasó a formar parte del Sistema Internacional (SI) como la séptima unidad básica y llamó Cantidad de Sustancia o Cantidad Química n a la magnitud cuya unidad es el mol. La masa de un mol de cualquier sustancia se denomina masa molar y se expresa en kilogramos por mol (kg/mol), aunque se acostumbra a usar (g/mol). La misma cantidad también se la llama en forma frecuente y equivocada peso molecular2. La masa molar M es la relación entre la masa y la cantidad de sustancia para una sustancia química m determinada M = n . A partir de la definición de mol se deduce el vínculo con el número de Avogadro. Para ilustrar la relación entre los conceptos, revisaremos el siguiente ejemplo: Fe
3 Cl
FeCl3
Composición
1 átomo de Fe
3 átomos de Cl
1 molécula de FeCl3
Masa atómica o molecular
55.85 uma
3 x 35.45 uma
162.2 uma
Número de partículas
1 x 6.022 x 1023 átomos de Fe
Mol
55.85 g
106.35 g
162.2 g
Masa molar
55.85 g/mol
106.35 g/mol
162.2 g/mol
Peso molecular2
55.85 g
106.35 g
162.2 g
+
3 x 6.022 x 1023 átomos de Cl
→
1 x 6.02 x 1023 moléculas de FeCl3
Una cantidad de sustancia que tenga el número de Avogadro en partículas unitarias es un mol. Recordemos que el término peso se diferencia de la masa porque involucra la gravedad.
2
130
7.4
Composición porcentual de los compuestos Con frecuencia resulta importante analizar un compuesto y determinar el porcentaje de cada uno de los elementos presentes en él. Así por ejemplo, para identificar los compuestos responsables de los efectos curativos de muchas plantas, el químico debe separar los compuestos que se encuentran en la planta e identificar los más activos y luego determinar el porcentaje de cada uno. El porcentaje en peso de un elemento que se encuentra presente en un compuesto, equivale al número de gramos del elemento presente en 100 g del compuesto. Ej.: el cloruro de potasio, cuya fórmula es KCl y la masa molar es 74.54 g contiene el 52.44% de potasio. Porcentaje en masa de potasio =
masa de potasio x 100 masa de cloruro de potasio
¿Cómo se establece la composición porcentual? •
Confirmar que la fórmula química esté correcta.
•
Determinar la masa de un mol de sustancia.
•
Dividir la masa de cada elemento de la fórmula para la masa molar y multiplicar cada fracción decimal obtenida por 100%.
7.5
Fórmula empírica Cada compuesto tiene una fórmula que representa la relación más sencilla en números enteros de átomos de cada elemento presente en una molécula y que se llama fórmula empírica, conocida también como fórmula más simple. Cada elemento de la fórmula empírica está representado con un determinado porcentaje, sin embargo una misma relación porcentual puede constituir diferentes moléculas con propiedades distintas, como es el caso del acetileno y el benceno. Ambos compuestos tienen la misma composición porcentual; 92.3% de carbono, 7.7% de hidrógeno y una relación de C: H de 1: 1, por consiguiente la fórmula empírica del acetileno y del benceno es CH.
131
¿Cómo se determina la fórmula empírica? •
Establecer la masa de los elementos del compuesto, si la masa está dada en porcentaje asumir el dato sobre la base de 100 g.
•
Convertir la masa en moles.
•
Calcular la relación entre las cantidades de moles de cada elemento dividiendo para el valor más pequeño.
7.6
Fórmula molecular Cuando se conoce la fórmula empírica y la masa molar se puede determinar la fórmula molecular, que es aquella que proporciona el número real de átomos de elementos presentes en una molécula. La fórmula molecular se obtiene a través del cálculo de la relación r, entre la masa molecular y la masa de la fórmula empírica, que luego se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica.
¿Cómo se determina la fórmula molecular? •
Calcule la relación de masas r, dividiendo la masa molecular del compuesto para la masa de la fórmula empírica. masa molecular Relación r = masa de la fórmula empírica
•
Multiplique la relación r por cada elemento de la fórmula empírica. Fórmula molecular = r x fórmula empírica
7.7 Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 7.1 Calcule la masa molar de las siguientes sustancias: NaCl, CH4, Mg3(PO4)2, CH3COOH, Na2B4O7.
132
Análisis: La masa molar solicitada se refiere a la masa requerida en gramos de cada sustancia para obtener un mol. Para hacerlo basta con recurrir a la tabla periódica y sumar las masas atómicas de cada elemento, sin olvidar multiplicar las masas por el número de elementos representados en la fórmula y finalmente añadir la unidad g/mol. El cálculo resulta sencillo;; sin embargo, conviene preguntarse como hemos podido pasar las unidades de masa atómica (masa atómica) a gramos/mol (masa molar). Tomemos de la tabla los datos para el metano: 12 uma 6.022 x 1023 átomos 1.661 x 10-27 kg Masa molar CH4 = x x x 1 átomo de C 1 mol 1 uma 4x
1.008 uma 6.022 x 1023 átomos 1.661 x 10-27 kg x x x 1 átomo de H 1 mol 1 uma
1000 g 1 kg
1000 g 1 kg
+
= 16.032 g/mol
Como se aprecia en el cálculo se ha considerado: a) El número de átomos presentes en la molécula; b) La masa atómica de cada elemento en unidades de masa atómica; c) La cantidad de partículas que conforman un mol (número de Avogadro); d) La constante de conversión de uma a kg. El resultado del cálculo representa el mismo valor que si tomásemos los datos directamente de la tabla periódica como indicamos al inicio de este ejercicio. Fórmula molecular
Cálculo de la masa molecular
NaCl
1 x masa atómica de Na + 1 x masa atómica Cl = 22.9 uma + 35.45 uma = 58.35 uma
CH4
1 x masa atómica de C + 4 x masa atómica H = 12 uma + 4.032 uma = 16.032 uma
Mg3(PO4)2
3 x masa atómica de Mg + 2 x masa atómica P + 8 x masa atómica de O = 3 x 24.31 + 2 x 30.97 uma + 8 x 16 uma = 262.87 uma
CH3COOH
2 x masa atómica de C + 4 x masa atómica H + 2 x masa atómica de O = 24 uma + 4.032 uma + 32 uma = 60.032 uma
Na2B4O7
2 x masa atómica de Na + 4 x masa atómica B + 7 x masa atómica de O = 45.8 uma + 43.24 uma + 112 uma = 201.04 uma
Solución: Para cada sustancia la masa molar expreasada en g/mol será: NaCl: 58.35; CH4: 16.032; Mg3(PO4)2: 262.87; CH3COOH: 60.032; Na2B4O7: 201.04.
133
Ejercicio Nº 7.2 Si una muestra de bromuro de magnesio contiene 1.62 x 1024 átomos de bromo. ¿Cuál es la masa de la muestra? Análisis: Cuando preguntamos sobre la masa de la muestra, nos referimos a la masa de una sustancia pura, representada en una fórmula química, esto quiere decir que primero debemos escribir la fórmula química del bromuro de magnesio, que es MgBr2, a partir de ella nos damos cuenta que está formada por un átomo de magnesio y 2 átomos de bromo y por lo tanto, un mol de bromuro de magnesio contiene un mol de magnesio y dos moles de bromo. Dado que 1 mol corresponde a 6.02 x 1023 de entidades elementales (número de Avogadro), deducimos que un mol de bromuro de magnesio contiene 6.02 x 1023 átomos de magnesio y 2 x 6.02 x 1023 átomos de bromo. Para calcular la masa del bromuro de magnesio, recurriremos a las masas atómicas que están en la tabla periódica y luego se convierte las unidades de masa atómica en gramos. Nombre químico
Bromuro de magnesio
Fórmula química
MgBr2
Átomos en la fórmula
1 átomo de magnesio
2 átomos de bromo
Masa atómica
24.31 uma
2 x 79.9 uma
1 mol de MgBr2
1 mol de Mg
2 moles de Br
6.02 x 1023 moléculas de MgBr2
6.02 x 1023 átomos de Mg
2 x 6.02 x 1023 átomos de Br
Masa molar
24.31 g/mol
2 x 79.9 g/mol
Cálculo de la masa molar MgBr2 = 1 x masa atómica Mg + 2 x masa atómica Br 1 mol de MgBr2 = 24.31 g + 2 x 79.9 g = 184.11 g Masa de la muestra MgBr2 = =
1.62 x 1024 átomos de Br 1 mol de MgBr2 2 moles de Br
1 mol de Br 6.02 x 1023 átomos de Br
184.11g de MgBr2 1 mol de MgBr2
= 247.72 g de MgBr2
Solución: Para resolver los ejercicios debe buscarse las conversiones, cuyas unidades puedan simplificarse, de manera que quede en el numerador la unidad que se requiere, que en este caso es gramos de bromuro de magnesio o simplemente gramos de muestra. La respuesta es 247.72 g de MgBr2.
134
Ejercicio Nº 7.3 En forma analítica se encontró que un compuesto químico contenía 26.97 g de plata y 8.86 g de cloro. Indique el porcentaje en masa de plata presente en el compuesto. Análisis: Cuando se pregunta por el porcentaje en masa de un elemento, se desea conocer la cantidad en gramos de dicho elemento presente por cada 100 g de sustancia. En cada caso se presume que la cantidad indicada en gramos corresponde a la composición real del compuesto. Para el cálculo del porcentaje de plata en el elemento tenemos: Masa de compuesto = 26.97 g de plata + 8.86 g de cloro = 35.83 g Porcentaje en masa =
26.97 g de plata 35.83 g de sustancia
x 100 = 75.27%
Solución: La plata está presente en el compuesto en un 75.27%. También podemos decir que por cada 100 g de compuesto hay 75.27 g de plata.
Ejercicio Nº 7.4 Entre las cinco opciones determine el compuesto, cuya cantidad en gramos representa el mayor número de moles. a) 20 g de óxido de magnesio; b) 30 g de óxido de níquel(II); c) 40 g de óxido de estaño(IV);; d) 50 g de óxido de berilio; e) 60 g de óxido de calcio. Análisis: Para obtener el número de moles de cada compuesto tenemos que conocer la masa de un mol del compuesto (masa molar o peso molecular3 expresado en gramos) y realizar la conversión correspondiente. 1 mol de compuesto Número de moles = masa en gramos del compuesto x masa molar en gramos del compuesto El peso atómico, peso molecular o peso fórmula es un término utilizado para referirse a la masa atómica, masa molecular, masa fórmula o masa molar relativa, como expresión de la relación entre cualquiera de las masas y la doceava parte de la masa del 12C. Mr = m/mu mu = constante de masa atómica = 1.667 x 10-27 Kg De lo indicado se deduce que las magnitudes indicadas son adimensionales (sin unidad de medida). 3
135
Compuesto
Óxido de magnesio
Óxido de níquel(II)
Óxido de estaño(IV)
Óxido de berilio
Óxido de calcio
Fórmula
MgO
NiO
Masa molar
Cálculos
40.31 g/mol
20 g de MgO x
74.69 g/mol
30 g de NiO x
SnO2
150.71 g/mol
BeO
25.01 g/mol
CaO
56.08 g/mol
40 g de SnO2 x
50 g de BeO x
60 g de CaO x
1mol de MgO 40.31g de MgO 1mol de NiO 74.69 g de NiO
= 0.496 mol de MgO
= 0.401 mol de NiO
1mol de SnO2 150.71g de SnO2 1mol de BeO 25.01g de BeO 1mol de CaO 56.08 g de CaO
= 0.265 mol de SnO2
= 1.99 moles de BeO
= 1.07 moles de CaO
Solución: De acuerdo a los datos de la tabla, el óxido de berilio es el compuesto, cuya cantidad en gramos representa el mayor número de moles.
Ejercicio Nº 7.5 ¿Cuál de las siguientes sustancias contiene el menor porcentaje de hidrógeno? Hidróxido de hierro(III); hidruro de litio; cloruro de hidrógeno; fosfuro de trihidrógeno; cianuro de hidrógeno. Análisis: El porcentaje de hidrógeno presente en cada uno de los compuestos, se determina calculando la relación de la masa molar del hidrógeno en total y la masa molar del compuesto;; finalmente multiplicar por 100. Porcentaje de hidrógeno =
136
masa molar de hidrógeno masa molar del compuesto
x 100%
Compuesto Hidróxido de hierro(III) Hidruro de litio
Fórmula
Masa molar (g/mol)
Fe(OH)3
106.85
LiH
7.94
Cálculos 3.00 g de H 106.85 g de Fe(OH)3 1.00 g de H 7.94 g de LiH
Cloruro de hidrógeno
HCl
36.45
1.00 g de H 36.45 g de HCl
Fosfuro de trihidrógeno
PH3
Cianuro de hidrógeno
HCN
33.97
3.00 g de H 33.97 g de PH3
27.0
x 100% = 2.81%
x 100% = 12.59%
x 100% = 2.74%
x 100% = 8.8%
1.00 g de H 27.00 g de HCN
x 100% = 3.7%
Solución: En el cloruro de hidrógeno se encuentra el menor porcentaje de hidrógeno presente.
Ejercicio Nº 7.6 ¿Cuál es la composición porcentual de los elementos que forman el cromato de plata? Análisis: Para calcular el porcentaje de los elementos que están presentes en el compuesto se requiere escribir correctamente la fórmula, calcular la masa total del elemento multiplicando la masa atómica (o masa molar total) por el número de veces que el elemento está representado en la fórmula y luego dividirla para la masa molecular (o masa molar) del compuesto y finalmente multiplicar por 100.
Porcentaje del elemento =
Nº de átomos x masa molar del elemento masa del compuesto
x 100%
137
Ag2CrO4
Nº de átomos
Masa molar del elemento
Ag
2
107.87 g/mol
Cr
1
51.99 g/mol
O
4
16.00 g/mol
Masa molar del compuesto
Cálculos 2 x 107.87 g de Ag x 100% = 65.03% 331.73 g de Ag2CrO4
331.73 g/mol
1 x 51.99 g de Cr x 100% = 15.67% 331.73 g de Ag2CrO4 4 x 16.00 g de O x 100% = 19.30% 331.73 g de Ag2CrO4
Solución: El cromato de plata tiene la siguiente composición porcentual: 65.03% de plata, 15.67% de cromo y 19.30% de oxígeno.
Ejercicio Nº 7.7 Un compuesto contiene 42.11% de carbono, 51.46% de oxígeno y 6.43% de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica? Análisis: La fórmula empírica de un compuesto es la relación más sencilla en números enteros de átomos de cada elemento presente en una molécula. La fórmula se determina calculando el número de moles de cada elemento y relacionándolos con el menor número de moles con el fin de obtener números enteros. Los datos indicados en el ejercicio corresponden a la composición porcentual del compuesto, por lo que podemos aceptar que por cada 100 g de compuesto hay 42.1 g de carbono, 51.46 g de oxígeno y 6.43 g de hidrógeno. Moles de carbono = 42.11 g de carbono x
1 mol de carbono 12.0 g de carbono
= 3.51 moles de carbono
1 mol de oxígeno
Moles de oxígeno = 51.46 g de oxígeno x 16.0 g de oxígeno = 3.21 moles de oxígeno Moles de hidrógeno = 6.43 g de hidrógeno x
138
1 mol de hidrógeno 1.0 g de hidrógeno
= 6.43 moles de hidrógeno
La relación más sencilla en números enteros de átomos de cada elemento se obtiene dividiendo para la cantidad menor en moles y en razón de que no se obtiene todavía números enteros se multiplica por un número hasta obtener el número entero, que en este caso es 11. 3.51 = 1.09 x 11 = 12 3.21 3.21 El número de átomos de oxígeno = = 1.00 x 11 = 11 3.21 6.43 El número de átomos de hidrógeno = = 2.00 x 11 = 22 3.21 El número de átomos de carbono
=
Solución: Los cálculos establecen que la fórmula empírica del compuesto es: C12H22O11.
Ejercicio Nº 7.8 Determine la fórmula molecular del dioxano, cuya composición porcentual es: 54.54% de carbono, 9.15% de hidrógeno y 36.3% de oxígeno. La masa molecular de esta sustancia es de 88 uma. Análisis: A partir del cálculo de la composición porcentual se consigue la fórmula empírica: Moles de carbono = 54.54 g de carbono x
Moles de hidrógeno = 9.15 g de hidrógeno x
Moles de oxígeno = 36.3 g de oxígeno x
1 mol de carbono
= 4.54 moles de carbono
12.0 g de carbono 1 mol de hidrógeno 1.0 g de hidrógeno 1 mol de oxígeno 16.0 g de oxígeno
= 9.15 moles de hidrógeno
= 2.27 moles de oxígeno
=
4.54 =2 2.27
El número de átomos de hidrógeno =
9.15 =4 2.27
El número de átomos de oxígeno
2.27 =1 2.27
El número de átomos de carbono
=
139
Solución: De acuerdo a los números de átomos, la fórmula empírica es C2H4O y su masa molecular es 44 g. masa molecular de la fórmula molecular
Relación de número de átomos =
masa de la fórmula empírica
=
88 uma 44 uma
=2
Fórmula molecular = 2 x fórmula empírica = 2 x C2H4O = C2H8O2
Ejercicio Nº 7.9 ¿Cuántos gramos de acetona (C3H6O) deben tomarse para obtener 3.01 x 1024 átomos en total? Análisis: Un mol de acetona (58 g) contiene 6.02 x 1023 moléculas y cada molécula está formada por 10 átomos en total. Con estos datos realizamos las conversiones y así obtendremos la masa requerida.
3.01 x 1024 átomos x
1 molécula de C3H6O 10 átomos
x
1 mol de C3H6O 6.02 x 1023 moléculas de C3H6O
x
58 g de C3H6O 1 mol de C3H6O
= 29.00 g de C3H6O
Solución: En 29 g de acetona están presentes 3.01 x 1024 átomos en total.
Ejercicio Nº 7.10 El tiofeno es un solvente orgánico que está formado por carbono, hidrógeno y azufre. Una muestra de 1.086 g de tiofeno se quema completamente y produce 2.272 g de dióxido de carbono, 0.465 g de agua y 0.827 g de dióxido de azufre. ¿Cuál es la fórmula molecular del tiofeno? Un mol tiofeno contiene 84 g. Análisis: Para determinar la fórmula molecular del tiofeno, es necesario conocer primero la fórmula empírica, para lo cual se aplica el procedimiento similar al ejercicio 7.7.
140
En el ejercicio se dan las cantidades en gramos que se obtienen de los productos de la combustión del tiofeno, a partir de los cuales se calcula los moles de carbono, hidrógeno y azufre presentes en la muestra. Hay que recordar que la combustión de todo compuesto orgánico, que contiene carbono, hidrógeno y azufre, produce dióxido de carbono, agua y dióxido de azufre y que de acuerdo a la ley de la conservación de la materia, la masa de los elementos presentes antes y después de la combustión se mantiene igual. 1 mol de CO2
1 mol de C 1 mol de CO2
Moles de carbono = 2.272 g de CO2 x 44.0 g de CO x 2 1 mol de H2O
= 0.0516 mol de C
Moles de hidrógeno = 0.465 g de H2O x 18.0 g de H O 2
x
2 mol de H 1 mol de H2O
= 0.0516 mol de H
1 mol de SO2 64.0 g de SO2
x
1 mol de S 1 mol de SO2
= 0.01292 mol S
Moles de azufre
= 0.827 g de SO2 x
Luego se divide el número de moles de cada elemento para el número menor de moles que se ha calculado. =
0.0516 =4 0.01292
El número de átomos de hidrógeno =
0.0516 =4 0.01292
El número de átomos de azufre
0.01292 =1 0.01292
El número de átomos de carbono
=
Solución: La fórmula empírica que resulta del ejercicio es C4H4S, cuyo peso fórmula es 84 g y dado que la masa molar del tiofeno es igualmente 84 g/mol, entonces la fórmula molecular del tiofeno es la misma.
141
Ejercicio Nº 7.11 El hidrato del carbonato de sodio, es utilizado como suavizante en los detergentes, libera agua bajo calentamiento moderado. 16 g del hidrato desprenden 10.06 g de agua. Realice los cálculos pertinentes para determinar la fórmula del hidrato. Análisis: Los hidratos son sustancias formadas por el compuesto anhidro y una cantidad determinada de moles de agua. Para conocer su fórmula hay que encontrar la relación moles de agua/moles de la sustancia anhidra a partir de las masas conocidas. masa
Moles de la sustancia anhidra = masa molar = masa
Moles de agua = masa molar = Relación molar =
10.6 g de H2O 18.0 g/mol
moles de agua moles de carbonato de sodio
5.4 g de Na2CO3 105.8 g/mol
= 0.05104 mol de Na2CO3
= 0.589 mol de H2O 0.589 mol de H2O
= 0.05104 mol de Na CO = 0.0589 mol de Na2CO3 = 10 2
3
Solución: La fórmula del hidrato es Na2CO3 . 10 H2O.
Ejercicio Nº 7.12 El sulfato de cobre anhidro se utiliza para extraer agua de ciertos solventes orgánicos, durante esta operación se forma sulfato de cobre pentahidratado. ¿Qué cantidad de sulfato de cobre se requiere para extraer 5.3 g de agua? Análisis: En el sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4 . 5 H2O, la relación moles de agua/moles de sulfato de cobre anhidro es de 5:1. A partir de la masa de agua se realiza el cálculo de la cantidad de moles de agua y la conversión correspondiente a moles y a gramos de sulfato de cobre. Masa de CuSO4 = 5.3 g de H2O x
1 mol de H2O 1 mol de CuSO4 159.55 g de CuSO4 x x = 9.39 g de CuSO4 18 g de H2O 5 moles de H2O 1 mol de CuSO4
Solución: Se requieren 9.39 g de sulfato de cobre para extraer 5.3 g de agua.
142
7.8
Ejercicios para resolver 1.
Una muestra de 0.50 g de un compuesto que contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno se quemó completamente produciendo 0.6871 g de dióxido de carbono y 0.1874 g de agua. Realice los cálculos pertinentes para determinar la fórmula molecular del compuesto, cuya masa molar es 192 g.
2.
¿Cuál es el compuesto con mayor porcentaje de azufre?: SO2; S2Cl2; Na2S; Na2SO4; SF6.
3.
Una sustancia formada por cromo y oxígeno tiene el 68.48% y 31.58% respectivamente. ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido?
4.
¿Cuándo se evaporan 2.93 g de un compuesto que contienen cloro y mercurio, en una ampolla de 1 L a 680 K, la presión resultante es 458 torr. ¿Cuál es la fórmula molecular del vapor del referido compuesto?
5.
Una muestra de 11.89 g del hidrato de cloruro de cobalto II se somete a calentamiento, posteriormente solo se recuperan 6.49 g de muestra. ¿Cuál es la fórmula correcta del hidrato?
6.
¿Cuál es el porcentaje de cobre en el mineral turquesa: CuAl6 (PO4)4 (OH)8. 4H2O?
7.
Una muestra de 0.622 g de un óxido metálico en la fórmula M2O3 se transforma en 0.685 g de sulfuro MS. ¿Cuál es la masa atómica del metal?
8.
Cuántos átomos de hierro hay en 4.5 kilos de un mineral que contiene 70.5% de Fe3O4?
9.
El resultado de un análisis reporta que un compuesto químico contiene 76.45 g de plomo, 19.93 g de cromo y 23.63 g de oxígeno. Indique el porcentaje en masa de plomo en el compuesto.
10.
Una muestra de nitrato de hierro (II) contiene 4.82 x 1024 átomos de hierro, ¿cuál es la masa de la muestra?
11.
¿Cuántos átomos de calcio hay en una muestra de 200 g de cromato de calcio?
12.
Una muestra de un compuesto que contiene solo carbono, hidrógeno y azufre fue quemada en oxígeno y se obtuvo 169.22 g de dióxido de carbono, 88.47 g de agua y 49.22 g de dióxido de azufre. ¿Cuál es la masa de la muestra?
143
13.
Realice las conversiones siguientes: Sustancia
Cantidad en moles
Dióxido de azufre
Cantidad en gramos
Cantidad en partículas
0.4
Titanio
8.17 x 1023
Cloruro de litio Silicio
40.32 4.6
14.
La cafeína es un alcaloide que forma parte del café, té y el mate, cuya composición porcentual de los elementos que la forman es 49.48% de carbono, 5.15% de hidrógeno, 28.87% de nitrógeno y 16.49% de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula molecular de la cafeína? (peso molecular: 194,14 g/mol)
15.
Complete los datos que faltan en la siguiente tabla:
Nombre
C6H8O6
C5H9NO4
C9H8O4
Ácido ascórbico
Acido glutámico
Ácido acetilsalicílico
Peso molecular Masa molar %C %H %O %N
16.
La fórmula molecular de la cisteína es C3H7NO2S. ¿Compruebe si la composición porcentual de dicha fórmula es 40,26 % C; 7,38 % H; 9,40 % N; 21,48 % O y 21,48% de S?
144
CAPÍTULO #
8
Ecuaciones químicas Sumario 8.1
Las reacciones químicas y su representación
8.2
Símbolos de la ecuación química
8.3
Escritura de las ecuaciones químicas
8.4
Tipos de ecuaciones químicas
8.5
Equilibrio de las ecuaciones químicas
8.6
Ejercicios de aplicación
8.7
Ejercicios para resolver
¿Una mezcla inicia una reacción o una reacción se inicia con una mezcla? ¿En qué circunstancias se produce una reacción?
La comodidad de la vida moderna nos expone a gran cantidad de productos que se obtienen mediante reacciones químicas, las cuales se desarrollan de acuerdo a las condiciones presentes durante la reacción, que pueden ser cambios de presión, temperatura de trabajo, cantidad de los reactivos, presencia de solventes e incluso sustancias que aceleran o retardan la reacción. La interacción entre las sustancias descrita mediante una ecuación ofrece información muy útil y variada para establecer los productos que se obtienen y la base del cálculo de las cantidades de reactantes y productos que participan en una reacción y que se tratará en el capítulo siguiente.
145
8.1
Las reacciones químicas y su representación Las reacciones son cambios químicos que ocurren cuando se combinan sustancias bajo condiciones específicas que pueden ser naturales del entorno o provocadas, bajo cuyo efecto resultan sustancias diferentes a las originales. En la naturaleza ocurren innumerables cambios químicos que deben ser descritos para entenderlos y exponer las causas por las que ocurren e incluso para poder reproducirlos en el laboratorio.
Las reacciones químicas se describen mediante ecuaciones químicas, las cuales nos ayudan a identificar las sustancias que intervienen en la reacción, nos permite conocer su estado físico y las relaciones de masa de cada sustancia que sirven para efectuar el cálculo de las cantidades de compuestos involucrados en la reacción. Una ecuación química es una representación gráfica abreviada de una reacción química. Para la representación de las reacciones se emplean símbolos que en su conjunto constituyen las ecuaciones químicas, en ellas se describen las sustancias que participan al inicio de la reacción y se las denomina reactantes y las que se forman se llaman productos. NA A(s)
+ NB B(l) m
Reactantes
146
NC C(g)
+
ND D(g)
Productos
Tal como se aprecia en la ecuación, se indica el estado de agregación de cada una de las sustancias; sea éste, sólido, líquido o gaseoso;; además, del coeficiente estequiométrico (N), que se ubica delante de cada de ellas y que corresponde a la cantidad de átomos o moléculas que componen los reactantes y los productos. La cantidad de átomos presentes antes de la reacción deben corresponder exactamente a la cantidad de átomos presentes después de la reacción, con lo que se cumple la ley de la conservación de la masa. Las diferentes sustancias que participan en una reacción química tienen cada una sus propiedades específicas y al combinarse entre sí forman nuevas sustancias con otras propiedades, este es el caso de la formación del cloruro de sodio, cuyas propiedades son distintas a las del cloro y el sodio.
Metal de sodio
Gas de cloro
Sal de mesa
En las ecuaciones no se especifican las características particulares de las sustancias, ni tampoco los pasos o etapas por las que éstas atraviesan antes de que se forme el producto final. Las condiciones especiales y necesarias para que las reacciones se lleven a cabo y la velocidad con que éstas se realizan, tampoco se detallan en las ecuaciones.
8.2
Símbolos de la ecuación química Los símbolos utilizados en las ecuaciones químicas tienen su interpretación particular. • Las fórmulas de los compuestos que intervienen en la reacción corresponden a las sustancias que se combinan y que se transformarán durante la reacción, éstas se escriben a la izquierda de la ecuación. Hacia el lado derecho de la ecuación se escriben las fórmulas de las sustancias que son productos de la reacción.
147
• Para separar las sustancias participantes se emplea el signo “+” (más). • La dirección de la reacción se indica mediante una flecha. • Si la flecha está dirigida hacia la derecha, m tiene un sentido directo en la formación de productos, por lo tanto la reacción es irreversible. Algunas reacciones tienen características reversibles, en cuyo caso también se dibuja una flecha en sentido inverso k . La reversibilidad se pone de manifiesto cuando los reactantes están formando productos y éstos a su vez reaccionan para volver a ser reactantes, dando lugar a un circuito que puede cambiar cuando se alteran una o varias de las condiciones de reacción. • El estado físico de las sustancias, se indica con letras encerrada en un paréntesis:
Letras
Estado físico de la sustancia
s
Sólido
l
Líquido
g
Gaseoso
ac
Solución acuosa
• Las relaciones cuantitativas entre las sustancias que sustentan las reacciones se indican por números y se los denomina coeficientes estequiométricos y van colocados antes de cada sustancia. Los coeficientes son una expresión de la relación de átomos que existen en los compuestos que actúan como reactantes y que se mantiene en los compuestos que se obtienen como productos de la reacciones.
A nivel macroscópico, la relación de átomos se traduce en una relación de masas que guarda la misma proporción, tal como se aprecia en el siguiente ejemplo:
148
A nivel molecular:
Un átomo de C (12 uma)
Una molécula de O2 (32 uma)
Una molécula de CO2 (44 uma)
A nivel macroscópico:
12 g de carbono en un vidrio de reloj (1 mol)
32 g de oxígeno en un globo (1 mol)
44 g de dióxido de carbono en un globo (1 mol)
8.3 Escritura de las ecuaciones químicas Para escribir las ecuaciones químicas se deben realizar los siguientes pasos: 1.
Escribir correctamente las fórmulas de cada una de las sustancias que intervienen.
2.
Balancear correctamente la ecuación química, lo que significa que tanto en reactantes como en productos se debe tener el mismo número y tipo de átomos, es decir que hay que poner especial atención para cumplir la ley de la conservación de la materia.
149
Cantidad de tipo de átomos presente como reactantes
Cantidad de tipo de átomos presente como productos
3.
Agregar el estado físico de cada una de las sustancias.
4.
Orientar la(s) flecha(s) correctamente.
En una ecuación química se asientan conocimientos que nos facilitan la comprensión y exponen algunas causas que promueven las reacciones químicas.
8.4
Tipos de ecuaciones químicas Existen millones de compuestos inorgánicos y orgánicos conocidos, los cuales pueden ocasionar gran número de reacciones químicas, las mismas que deben clasificarse para facilitar su estudio. Las reacciones químicas se clasifican en los siguientes tipos:
Reacción de composición o de combinación. Estas reacciones son aquellas en las cuales dos o más sustancias reaccionan para formar un solo producto, como ejemplo podemos citar la reacción de los metales con el oxígeno para formar los óxidos metálicos, la combinación de un metal y un no metal; en especial con los halógenos para formar sales, la de un no metal con el oxígeno para formar óxidos no metálicos y la reacción de un óxido metálico con agua para formar un hidróxido. Todas siguen el siguiente esquema general: A B m AB 150
Reacción de descomposición. Es aquella en la cual un compuesto se puede descomponer en dos o más sustancias. La descomposición de sustancias se la hace generalmente con ayuda de energía exterior, que puede ser por calor o aplicación de energía eléctrica; tal como ocurre en la electrólisis. Ejemplos de este tipo de reacción son la descomposición de óxidos, sulfuros, carbonatos por medio de calentamiento y la descomposición electrolítica del óxido de aluminio o de las sales como el cloruro de magnesio y cloruro de sodio. AB m A B
Reacción de desplazamiento o de simple sustitución. En este tipo de reacciones, un elemento desplaza a otro que se encuentra presente en un compuesto debido a una mayor actividad química que el elemento desplazado; ejemplo de esto, son las reacciones de los metales con ácidos fuertes y el desplazamiento de un ion metálico por un metal de mayor actividad. A BC m AC B
Reacción de doble desplazamiento o de doble sustitución. Este tipo de reacciones ocurren cuando dos compuestos originan dos nuevas sustancias. Este es el caso de muchas reacciones que se llevan a cabo en soluciones acuosas por intercambio de los iones, tanto positivos como negativos. Muchas de ellas producen precipitados. Estas reacciones también se las conoce como reacciones de intercambio. AB CD m AC BD
8.5 Equilibrio de las ecuaciones químicas Toda ecuación química requiere cumplir con la ley de la conservación de la materia, para considerársela válida y representativa de una reacción en particular, por lo que debe organizarse un ajuste o balance entre reactivos y productos que refleje el equilibrio a nivel microscópico, esto es en cantidad y tipos de átomos, como podemos observar en este ejemplo.
151
2H
O
2
2 x 2.02 g
2
32.00 g
2HO 2
2 x 18.02 g
Para igualar o balancear las ecuaciones existen métodos que consisten en el uso adecuado de coeficientes, sobre los que ya nos hemos referido en este capítulo.
Método por tanteo o inspección Es una forma de ajuste o igualación, utilizada para ecuaciones sencillas y consiste en probar o tantear los coeficientes (números) de cada una de las sustancias presentes como reactantes con las de los productos hasta que coincidan, para ello es recomendable empezar por los elementos que tienen el mayor número de átomos y luego igualar los restantes elementos. Ejemplo: C6H12O6 O2 m CO2 H2O Primero es necesario hacer el reconocimiento de la cantidad de cada átomo presente. En el ejemplo se encuentran 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 8 átomos de oxígeno en total, del lado de los reactantes. Por el lado de los productos existe un átomo de carbono, 2 átomos de hidrógeno y 3 átomos de oxígeno. Para balancear la ecuación se va probando con números en forma aleatoria, tratando de empezar con el ajuste de átomos que forman parte de compuestos y dejando para después a los átomos de elementos, ya que los coeficientes de éstos no dan lugar a la alteración de otros átomos, como es el caso de los compuestos. De acuerdo a lo indicado ajustamos los átomos de carbono, tanto en el lado de los reactantes como en el de los productos, que en este caso es 6. C6H12O6 + O2 → 6 CO2 + H2O
152
Seguimos con el hidrógeno, aquí observamos que hay 12 átomos de hidrógeno al lado izquierdo de la reacción, por lo que corresponde poner 6 delante de la molécula de agua para igualar el número de átomos. C6H12O6 + O2 → 6 CO2 + 6 H2O Como apreciamos, en la ecuación se ha alterado el número de átomos de oxígeno al colocar los coeficientes a cada producto, luego procedemos a contarlos; en este caso suman en total 18. Dado que en el lado de los reactantes ya hay 6 átomos de oxígeno solo hay que completar los 12 átomos faltantes, por lo que se añade el coeficiente estequiométrico 6 delante del oxígeno, en razón de que el elemento está presente en forma molecular.
Método algebraico Para balancear las ecuaciones que no son tan sencillas se requieren de métodos que hacen uso de artificios matemáticos. Existen algunas condiciones que deben tomarse en cuenta: 1. Escribir la ecuación de forma correcta. 2. Si existen paréntesis, éstos deben ser eliminados considerando en la fórmula la cantidad de átomos presentes. 3. Asignar un coeficiente cualquiera a cada una de las fórmulas, pueden usarse letras del alfabeto. 4. Plantear una ecuación por cada uno de los elementos presentes indicando la cantidad de átomos existentes. 5. Establecer una igualdad matemática por cada elemento presente antes y después de la ecuación. 6. Asignar un valor a un coeficiente, de preferencia al que se presente en mayor cantidad. 7. Resolver cada una de las ecuaciones utilizando el valor propuesto para el primer coeficiente y determinar los datos de los coeficientes que faltan. 8. Tomar todos los datos y sustituirlos en las fórmulas. 9. Simplificar si es preciso y adecuar nuevamente las fórmulas en caso de que usen paréntesis.
153
Ejemplo: Cu + H2SO4 → Cu2S + CuSO4 + H2O Primero es necesario verificar que la ecuación esté escrita correctamente y asignar las variables a cada componente. a Cu + b H2SO4 → c Cu2S + d CuSO4 + e H2O Luego se establece una ecuación para cada elemento haciendo uso de las variables. Empezando por el hidrógeno; que está presente en el H2SO4, se le asigna el valor de 2b, debido a que la molécula tiene 2 hidrógenos y 2e por los 2 átomos de hidrógeno presentes en la molécula de H2O. La igualdad queda expresada así: 2b = 2e Del mismo modo se establecen las ecuaciones para los demás elementos: Hidrógeno: Cobre: Azufre: Oxígeno:
2b a b 4b
= = = =
2e 2c + d c+d 4d + e
Luego se da un valor arbitrario a un coeficiente, cuyo valor permita encontrar los demás de una manera sencilla en este caso se asignaría al coeficiente b el valor 1. Luego se resuelven las ecuaciones: Para encontrar el valor de e: b= 2b = 2(1) = e=
1 2e 2e 1
Luego, usamos los valores encontrados para solucionar las otras ecuaciones. A partir del valor de b = 1 y e = 1, se busca el valor de d: 4b = 4d + e 4(1) = 4d + 1 3 d= 4
154
Con el valor de d =
3 calculamos c: 4
b=c+d 3 1=c+ 4 1 4
c= Finalmente se calcula a:
a = 2c + d a=2 a=
1 3 + 4 4
5 4
Se reemplazan los valores encontrados en los respectivos coeficientes y la ecuación queda de la siguiente manera: 5 1 3 Cu + H2SO4 → Cu2S + CuSO4 + H2O 4 4 4 Como no es aconsejable dejar los coeficientes como fracciones se los elimina multiplicando por el denominador, que en este caso es 4. 5 Cu + H2SO4 → Cu2S + 3 CuSO4 + H2O
Método de óxido reducción o redox Muchas reacciones se realizan produciendo una alteración en el número de oxidación, por eso resulta importante recordar las reglas para el cálculo del número de oxidación de los elementos tanto en especies químicas neutras como iónicas y que constan en el capítulo 6. En las reacciones, en las que ocurre el fenómeno de óxido-reducción, las sustancias experimentan un cambio perdiendo electrones, en este caso se dice que se oxidan y el número de oxidación aumenta, mientras que durante la reducción, el número de oxidación disminuye. La oxidación es un cambio químico en el que las sustancias pierden electrones al contrario de la reducción en el que las sustancias ganan electrones. Los pasos a seguir para igualar una ecuación química mediante este método se indica a continuación. • Determinar los números de oxidación de los elementos presentes en la ecuación.
155
• Establecer los elementos que se oxidan y los que se reducen, así como el número de electrones que participan en dichos cambios. • Asignar el número de electrones de oxidación como coeficiente de la especie química que se redujo y viceversa, de esta manera, el número de electrones de reducción y oxidación queda igual a causa del intercambio. • Ajustar el número de átomos de cada uno de los elementos.
Método del ion-electrón El método del ion-electrón es utilizado para reacciones que ocurren en disoluciones acuosas y que involucran iones. Estas reacciones pueden ocurrir tanto en medio ácido como en básico. A continuación se detallan los pasos a seguir parar realizar los ajustes de las ecuaciones.
Medio ácido • Separar la ecuación inicial en dos semi-ecuaciones o media ecuación;; la de oxidación y la de reducción. • Cada semi-ecuación debe ser ajustada con respecto a los números de oxidación de cada uno de los elementos, agregando la cantidad de electrones que falten en el lado adecuado. Los electrones que se pierden durante la oxidación al lado derecho de la flecha y los que se ganan en el lado izquierdo. • Donde falte oxígeno agregar moléculas de H2O. • La falta de hidrógeno se ajustará como hidrógeno en forma iónica (H+). • Sumar las semi-ecuaciones de tal manera que el número de electrones cedidos (oxidación) sea igual al número de electrones ganados (reducción). • En caso necesario ajustar también el número de átomos de cada semi-reacción, preferiblemente antes del ajuste de electrones.
Medio básico Este método complementa el anterior en que, en el lado que falte oxígeno agrega iones oxidrilos OHy donde falta hidrógeno se agrega moléculas de H2O.
156
8.6
Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 8.1 Determinar los números de oxidación de los elementos indicados en la tabla. Sustancia A B C D E
HNO3 K2CrO4 Al2(SO4)3 H3PO4 NH4NO3
Elemento
Número de oxidación del elemento
N Cr S P N
Análisis: Aplicar las reglas para la determinación de los números de oxidación indicadas en el capítulo 6. Es importante recordar que la suma de los números de oxidación de los elementos que conforman la molécula debe ser igual a cero y que se debe observar la regla matemática de los signos (+) y (-). • A:
HNO3; si 1+ x + 3(-2) = 0; entonces x = 5
• B:
K2CrO4; si 2(1)+ x + 4(-2) = 0; entonces x = 6
• C:
Al2(SO4)3; si 3(2)+ 3x + 12(-2) = 0; entonces x = 6
• D:
H3PO4; si 1(3) + x + 4(-2) = 0; entonces x = 5
• E:
NH4NO3; el ion amonio (NH4+) en conjunto tiene como número de oxidación +1. A partir del cálculo x + 4 (+1) = +1 resulta que el número de oxidación del nitrógeno en el ion amonio es -3. Si el número de oxidación del ion amonio es +1; entonces el número de oxidación del ion nitrato (NO3-) es -1; de esta manera se conserva la neutralidad de la molécula nitrato de amonio. Este dato se aplica para el cálculo del número de oxidación del nitrógeno en el NO3-: x + 3(-2) = -1; de aquí resulta que x es igual a +5.
Solución: Con los datos calculados completamos la tabla. Sustancia A B C D E
HNO3 K2CrO4 Al2(SO4)3 H3PO4 NH4NO3
Elemento
Número de oxidación del elemento
N Cr S P N
+5 +6 +6 +5 -3 y +5
157
Ejercicio Nº 8.2 Clasifique las siguientes ecuaciones químicas de acuerdo al tipo de reacción química. a) b) c) e) f)
2 KClO3 TiCl4 P4O10 CuSO4 AgNO3
→ + + + +
KCl 2 Mg 6 H2O Zn NaCl
+ → → → →
3 O2 2 MgCl2 + Ti 4 H3PO4 ZnSO4 + Cu AgCl + NaNO3
Análisis: Para resolver este ejercicio recurriremos a los esquemas conocidos de las ecuaciones químicas y que se especifican a continuación: Ecuación a:
AB → A + B;;
Ecuación b:
AB + C → AC +B;;
Ecuación c:
A + B → AB;;
Ecuación d:
AB + C → AC + B;;
Ecuación e:
AB + CD → AC + BD.
Solución: Ecuación a:
reacción de descomposición;
Ecuación b:
reacción de sustitución simple;
Ecuación c:
reacción de composición o de combinación;
Ecuación d:
reacción de sustitución simple;
Ecuación e:
reacción de doble sustitución o de intercambio.
Ejercicio Nº 8.3 Balancear la siguiente ecuación química: N2 + H2 → NH3 Análisis: 1. Para este caso hacemos la observación de que la reacción se forma por la combinación de 2 gases que están presentes en forma diatómica. El nitrógeno está presente como reactante con 2 átomos y en el producto con solo 1, por lo que debe ajustarse colocando el coeficiente 2 en el producto (NH3). N2 + H2 → 2 NH3
158
2. Equilibrar los átomos de hidrógeno, dado que en el producto tenemos 6 átomos y en los reactivos 2 se antepone el coeficiente 3 en el hidrógeno molecular, con lo cual la cantidad de cada uno de los elementos participantes en la ecuación química, tanto en los reactantes como en los productos es igual. N2 + 3 H2 → 2 NH3 Solución: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Ejercicio Nº 8.4 Igualar la siguiente ecuación química: C4H10 + O2 → CO2 + H2O Análisis: 1. Al igual que el ejercicio anterior se contabiliza el número total de átomos de cada sustancia de reactantes y productos. En esta ecuación se observa que el carbono está presente con 4 átomos, el oxígeno con 2 y el hidrógeno con 10. Iniciamos con el ajuste del carbono, colocando el coeficiente 4 en el dióxido de carbono. C4H10 + O2 → 4 CO2 + H2O 2. Igualar los átomos de hidrógeno, lo cual se lleva a cabo, poniendo el coeficiente 5 en la molécula de agua. C4H10 + O2 → 4 CO2 +
5 H2O
3. Con los dos ajustes se altera el número de átomos de oxígeno, con un total de 13. Es de anotar que el oxígeno está presente en fórmula molecular, por lo que el número debe ser dividido para 2 con el objeto de mantener el mismo número de átomos. C4H10 +
13 O → 4 CO2 + 5 H2O 2 2
4. Aunque el equilibrio en átomos se conserva, no hay 13 y media moléculas de oxígeno, de manera que para mantener la congruencia teórica, se multiplica toda la ecuación por el denominador de la fracción para dejar números enteros. Solución: La ecuación final queda así: 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
159
Ejercicio Nº 8.5 Ajustar la siguiente ecuación por el método de oxidación reducción (REDOX). H2S + HNO3 → NO + S + H2O Análisis: 1. Determinar los números de oxidación.- Para esto se recurre a las reglas anteriormente indicadas, el oxígeno en todos los compuestos del ejemplo tiene número de oxidación de –2 y el hidrógeno de +1, por lo tanto éstos permanecen sin variación, pero serán los otros elementos como azufre y nitrógeno los que presenten cambios. -2 +5 +2 0 H2S + HNO3 → NO + S + H2O 2. Determinar la sustancia que se oxida y la que se reduce.- De lo anterior queda establecido que el azufre de –2 cambia a 0 y experimenta la oxidación cediendo dos electrones, por su parte el nitrógeno de +5 cambia a +2, reduciéndose y aceptando 3 electrones. Oxidación 2e-
-2 +5 +2 0 H2S + HNO3 → NO + S + H2O Reducción 3e-
3. Utilizar el número de electrones como coeficientes.- En este ejemplo, la cantidad de electrones que participa en el balance se utiliza como coeficiente, de manera que el 2 de la oxidación del reductor (elemento que se oxida) se intercambia con el 3 de la reducción del oxidante (elemento que se reduce). 3 H2S +
2 HNO3 → NO + S + H2O
4. Igualar la ecuación.- Finalmente se ajustan los demás elementos utilizando los coeficientes adecuados. Solución: La ecuación final queda como sigue: 3 H2S + 2 HNO3 → 2 NO + 3 S + 4 H2O
160
Ejercicio Nº 8.6 Equilibrar la siguiente ecuación por el método Redox o de intercambio de coeficientes. KMnO4 + HCl → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O Análisis: 1. Determinar los números de oxidación de los elementos. 0 +7 +2 -1 -1 KMnO4 + HCl → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
2. Determinar la sustancia que se oxida y la que se reduce.- El manganeso se reduce de +7 a +2, liberando 5 electrones (5e-) y el cloro se oxida de –1 a 0 y gana 1 electrón, pero como el cloro está presente en forma molecular tenemos que multiplicar por 2; se escribirá en total 2 electrones. 5e0 +7 +2 -1 -1 -1 KMnO4 + HCl → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
2e-
3. Utilizar el número de electrones como coeficientes.- Para intercambiar los números 5 de la semireacción de reducción y 2 de la oxidación, es preferible hacerlo en los productos debido a que resulta más fácil ajustar aquellos elementos que se encuentran en mayor cantidad, en este caso la referencia es el cloro. KMnO4 + HCl → 2 MnCl2 + KCl + 5 Cl2 + H2O 4. Igualar la ecuación.- Finalmente se continúa con el ajuste de los demás elementos probando preferiblemente con aquellos que forman parte de compuestos (coeficiente 2 del MnCl2 pasarlo al KMnO4) y continuar hasta que la ecuación quede totalmente equilibrada.
Solución: La ecuación final queda: 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 Cl2 + 8 H2O
161
Ejercicio Nº 8.7 Balancear la siguiente ecuación por el método Redox: As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO Análisis: 1. Determinar los números de oxidación de los elementos. -2 +5 +5 +6 +2 As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO
+3
2. Determinar la sustancia que se oxida y la que se reduce.- El azufre de –2 se oxida a +6, cediendo 8 electrones, pero dado que son 3 los átomos de azufre que se oxidan, participan en total 24 electrones. En el caso del antimonio, la oxidación ocurre de +3 a +5; los 2 electrones que participan se los multiplica por 2 , porque se reducen 2 átomos de antimonio (total 4e-). Puesto que dos elementos se oxidan en una misma sustancia se suman los electrones de estas dos oxidaciones y dan total de 28 electrones. En el caso del nitrógeno, éste se reduce de +5 a +2 participando con 3 electrones. Reducción 3eOxidación 2e- x 2 = 4e+3 -2
+5
+5
+6
+2
As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO Oxidación 8e- x 3 = 24e-
3. Utilizar el número de electrones como coeficientes.- Los números de electrones pasan como coeficientes delante del reductor y del oxidante en forma intercambiada;; el 28 que corresponde a la oxidación del azufre y del antimonio se lo usa delante del compuesto nitrogenado y viceversa. 3 As2S3 + 28 HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO 4. Igualar la ecuación, ajustando los componentes restantes. Solución: La ecuación final queda como sigue: 3 As2S3 + 28 HNO3 + 4 H2O → 6 H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28 NO
162
Ejercicio Nº 8.8 Equilibrar la siguiente ecuación en medio ácido por el método el ion-electrón. 3 ClO3- + P → Cl- + PO 4 +
Análisis: Para ajustar las ecuaciones mediante el método ion electrón, ya sea en medio ácido o básico es recomendable separar la ecuación para describir los dos procesos: el de oxidación y el de reducción. 1. Formar las semi-ecuaciones. Oxidación:
P
Reducción:
ClO3- →
PO 4 Cl3
→
2. Escribir la cantidad de electrones para la semi-ecuación de oxidación y la de reducción. ClO - + 6e- → Cl3
3 P → PO 4 - + 5e-
3. Ajustar las ecuaciones con respecto al número de átomos de cada uno de los elementos. Para el caso de oxígeno, agregar tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno, en el lado que falten y luego se debe compensar el exceso de hidrógeno en forma de ion en el lado que falte. ClO - + 6 H+ + 6 e- → Cl- + 3 H O 3
P +
3 4 H2O → PO 4 -
2
+ 8 H+ + 5e-
4. Igualar las cargas de electrones multiplicando cada semi-ecuación por 5 y por 6. ClO3- + 6 H+ + 6 e- → Cl- + 3 H2O 3 P + 4 H2O → PO 4 - + 8 H+ + 5 e-
x5 x6
5. Sumar las dos semi-ecuaciones y simplificar las moléculas de H2O y los iones H+. 5 ClO - + 30 H+ + 30 e- → 5 Cl- + 15 H O 3
6P +
3 24 H2O → 6 PO 4 -
2
+ 48 H+ + 30 e-
3 5 ClO3- + 6 P + 30 H+ + 24 H2O + 30 e- → 5 Cl- + 6 PO 4 - + 48 H+ + 15 H2O + 30 e-
Solución: La ecuación final queda como sigue: 3 5 ClO3- + 6 P + 9 H2O → 5 Cl- + 6 PO 4 - + 18 H+
163
Ejercicio Nº 8.9 Equilibrar la siguiente ecuación en medio básico. 2 ClO3- + Cr3+ → CrO 4 - + Cl-
Análisis: 1. Formar las semi-ecuaciones. Oxidación:
Cr3+
Reducción:
ClO3- →
2
CrO 4 Cl-
→
2. Escribir la cantidad de electrones cedidos y ganados para la semi-ecuación de oxidación y la de reducción1. 2 Cr3+ → CrO - + 3e4
ClO3- + 6 e- → + Cl3. Ajustar las ecuaciones de cada uno de los átomos de los elementos, compensar cada átomo de oxígeno con 2 iones OH- donde haga falta y el hidrógeno con la cantidad adecuada de moléculas de agua. 2 Cr3 + 8 OH- → CrO 4 - + 4 H2O + 3 eClO - + 3 H O + 6 e- → Cl- + 6 OH3
2
4. Igualar las cargas de electrones multiplicando la primera ecuación por 2 y la segunda por 1. 2Cr3 + 8 OH- → CrO 4 + 4 H2O + 3 eClO3- + 3 H2O + 6 e- → Cl- + 60 H-
x2 x1
5. Sumar las dos semi-ecuaciones y simplificar las moléculas de agua y los iones OH-. 22 Cr3+ + 16 OH- → 2 CrO 4 + 8 H2O + 6 eClO - + 3 H O + 6 e- → Cl- + 60 H3
2
22 Cr3+ + ClO3- + 3 H2O + 16 OH- + 6 e- → 2 CrO 4 + Cl- + 8 H2O + 6 OH- + 6 e-
1
+3
-6
+5
-1
Tomar en cuenta que el Cr se oxida a Cr y el Cl se reduce a Cl .
164
Solución: La ecuación final queda: 2 2 Cr3 + ClO3- + 10 OH- → 2 CrO 4 - + Cl- + 5 H2O
Ejercicio Nº 8.10 Equilibrar la siguiente ecuación química: Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 Análisis: La ecuación es sencilla y fácilmente se puede balancear si empezamos con los átomos que forman parte de los compuestos y dejamos para el final los elementos. 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 En la misma molécula hay 12 átomos de oxígeno, los cuales se mantienen en ambos lados de la ecuación, la cantidad de átomos de hidrógeno se altera, por lo que hay que compensar anteponiendo el coeficiente 3 al hidrógeno, el aluminio se presenta con dos átomos en el sulfato de aluminio; entonces se debe añadir el coeficiente 2 en el elemento aluminio. Solución: 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2
165
8.7
Ejercicios para resolver 1.
¿Por qué es importante efectuar el ajuste de las ecuaciones químicas?
2.
¿Qué significa perder y ganar electrones?
3.
¿Cuál es el significado al igualar las cargas o cantidad de electrones entre la semi-ecuación de oxidación y la de reducción?
4.
¿Es lo mismo realizar el balanceo de una ecuación por el método redox o ion electrón?
Balancear las siguientes ecuaciones:
1.
CO2 + H2O → C6H12O6 + O2
2.
H3PO4 + Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + H2O
3.
Fe2O3 + C → Fe + CO
4.
FeS2 + H2O + O2 → Fe2(SO4)3 + H2SO4
5.
NaNO3 + Al + NaOH + H2O → NH3 + NaAlO2
6.
HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O
7.
MnO2 + I2 + KOH → KMnO4 + KI + H2O (medio acalino)
8.
SbCl3 + HCl + NaBrO3 → SbCl5 + NaBr + H2O (medio ácido)
9.
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P4 + CO
166
CAPÍTULO #
9
Estequiometría
Sumario 9.1
Relaciones molares de ecuaciones químicas
9.2
Reactivo limitante
9.3
Porcentaje de rendimiento y pureza
9.4
Ejercicios de aplicación
9.5
Ejercicios para resolver
¿Por qué es importante conocer la relación de masa de las sustancias que participan en una reacción? ¿Cuáles son las consecuencias de los errores en el cálculo de la estequiometría de la reacción? ¿Cuál es la estrategia para calcular cantidades requeridas de reactantes y de productos que se obtienen?
En la actualidad el hombre ejerce control sobre las reacciones químicas, para ello hace uso del conocimiento sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias que intervienen en ellas. La industria debe prestar especial atención a los procesos químicos, ya que de su buen manejo depende la obtención de productos de buena calidad y en cantidad rentable. Los procesos químicos están conformados por un grupo de operaciones físicas que se llevan a cabo en equipos diseñados y dimensionados de acuerdo al cálculo de la cantidad requerida de la materia prima, del rendimiento de la reacción y de los niveles de producción. La selección acertada de las condiciones de la reacción como temperatura, presión y concentración aporta a la optimización de los procesos productivos, de aquí su importancia económica.
167
Figura 9.1: Operaciones unitarias
Lo indicado podemos ilustrarlo con un sencillo ejemplo: antes de consumir una botella de gaseosa, fue necesario calcular primero la cantidad de agua, azúcar, saborizante, colorante, gas (CO2) que se requiere para la elaboración de un volumen grande de producto, que al final resulta en miles de botellas de diferentes volúmenes ó de latas de 200 mL selladas para evitar la salida del gas.
+
+
= Figura 9.2: Envases de bebidas
La estequiometría es una herramienta importante para el cálculo de las relaciones ponderales (masas) de reactantes y productos, pero no solamente en la fabricación de productos, también lo es en otros ámbitos como la determinación de contaminantes en la atmósfera, del contenido residual de pesticidas en frutas comestibles, el contenido de colesterol en la sangre, el porcentaje de alcohol en las bebidas alcohólicas, la cantidad de calcio en la leche y muchas más.
Figura 9.3: Productos
Además del cálculo de la cantidad de materia prima (reactantes) que se requiere y del producto que se va a obtener, también es interesante conocer el grado de pureza de la materia prima, la evolución de una reacción y las medidas que se pueden tomar para mejorar el rendimiento de una reacción. Esta información la obtenemos de las ecuaciones químicas, en la que se indican los reactantes, los productos, el estado de agregación de las sustancias y principalmente las cantidades que participan en la reacción, representadas por los coeficientes estequiométricos.
168
¿Qué se entiende por estequiometría? Es el estudio de la relación cuantitativa de los elementos en las fórmulas y ecuaciones químicas.
9.1
Relaciones molares de ecuaciones químicas En una reacción química balanceada, los coeficientes estequiométricos se interpretan como el número relativo de moles de reactantes y productos que participan en dicha reacción. En la ecuación balanceada que representa la descomposición del clorato de potasio en cloruro de potasio y oxígeno, los coeficientes estequiométricos indican que para producir dos moles de cloruro de potasio y 3 moles de oxígeno gaseoso se requieren de 2 moles de clorato de potasio. 2 KClO3(s)
m 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Con los coeficientes estequiométricos se puede establecer la relación molar, que es la relación del número de moles entre reactantes, entre reactantes y productos y entre productos.
De acuerdo a la ecuación descrita se puede escribir la relación molar para cada par de sustancias como sigue: 2 moles de KCl 3 moles de O2 2 moles de KClO3 2 moles de KClO3 2 moles de KCl 3 moles de O2 ; 2 moles de KClO3 2 moles de KClO3; 2 moles de KCl ; 3 moles de O2 ; 3 moles de O2 ; 2 moles de KCl
Las relaciones molares se aplican para determinar: a)
Las cantidades esperadas de productos a partir de una cantidad inicial determinada de reactantes.
b)
La cantidad de reactantes que se requiere para producir cierta cantidad de producto.
c)
El rendimiento real y porcentual de una reacción.
d)
La pureza de los reactantes que debe ser considerada en los cálculos de masa de los productos. 169
Para cualquier cálculo de masas de reactantes y productos podemos seguir los siguientes pasos: Paso 1: Verificar que la ecuación esté correctamente balanceada. Paso 2: Anotar la cantidad conocida en moles de la sustancia química que puede ser reactante o producto. Moles de la sustancia, cuyo resultado se desea
Paso 3: Aplicar la relación molar apropiada:
Moles de la sustancia de partida
Paso 4: Realizar la operación matemática para obtener el número de moles de la sustancia requerida. Los cálculos estequiométricos se pueden efectuar en términos de moles, pero generalmente las cantidades de sustancias químicas se expresan en masas. Para realizar dichos cálculos se aplican las conversiones de masas a moles de reactantes y de moles a masas de productos. Ruta para conversiones de masas y moles para la reacción de reactante A para obtener producto B A m B Gramos de A
Moles de A
Cantidad en gramos de A x
moles de A masa molar de A
Relación molar x
moles de B moles de A
x
Moles de B gramos de B
masa molar de B
Gramos de B
= Cantidad en gramos de B
Los datos para el cálculo de la masa molar se los obtiene utilizando la tabla periódica.
170
9.2
Reactivo limitante Las reacciones químicas se efectúan en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos. Cuando uno de los reactantes que interviene en la reacción se encuentra en una cantidad molar menor a la estequiométrica, ésta reacciona completamente; mientras que la cantidad del otro reactante queda en exceso después de que la reacción ha concluido. Muchos procesos químicos aplican reactivos que limitan la reacción para favorecer un mejor rendimiento. Se denomina reactivo limitante al reactante que se consume por completo durante una reacción, se lo llama así porque la cantidad de este reactivo limita la cantidad de los nuevos compuestos que se forman. El reactante sobrante se llama reactivo en exceso.
C(s) 1 mol 12 g
2 moles 24 g
+
+
+
H2O(l) 1 mol 18 g
1 mol 18 g
→
→
→
CO(g) 1 mol 22.4 L
1 mol 22.4 L
+
+
+
H2O(g) 1 mol 22.4 L
1 mol 22.4 L
+
1 mol 12 g
Figura 9.4: Reactivo limitante
9.3
Porcentaje de rendimiento y pureza La cantidad de producto que se forma cuando se consume todo el reactante, sea limitante o no, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. En la práctica no se cumple el rendimiento de 100% y generalmente el rendimiento real de la reacción es menor que el rendimiento teórico por diversas razones:
171
•
No todos los reactantes reaccionan, esto se debe a la presencia de impurezas, pérdida de material y fallas en el proceso de elaboración de los productos.
•
A la par de la reacción que se promueve, pueden haber reacciones paralelas o consecutivas.
Una cantidad que relaciona el rendimiento real de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento.
Porcentaje de rendimiento =
rendimiento real de la reacción rendimiento teórico
x 100
Cuando los reactantes no son puros, es necesario involucrar el porcentaje de pureza de los reactantes en los cálculos.
9.4
Ejercicios de aplicación El cálculo estequiométrico relaciona las masas entre dos sustancias, que pueden ser reactantes o productos, con el propósito de conocer con exactitud las cantidades requeridas de reactantes para obtener cantidades precisas de producto. Esto, con el fin de evitar el desperdicio de materia prima que no va a reaccionar, debido a que no se encuentra en cantidades molares equivalentes como se describe en la ecuación. Pese a todo, ni el buen cálculo, ni la observación prolija de las condiciones, mediante las cuales se efectúa una reacción, garantiza que toda la materia prima disponible reaccione en su totalidad. Sin embargo, los cálculos teóricos son una ayuda muy valiosa para la economía de los procesos químicos. La conversión de masas en moles y viceversa pasa por el uso de la relación molar o factor estequiométrico y debe aplicarse como estrategia para resolver los ejercicios, tal como se indica en el subtema 9.1. Los ejercicios que se presentan hacen uso de la secuencia de pasos expuesta en este capítulo.
172
Ejercicio Nº 9.1 La reacción de combustión del acetileno se realiza mediante la siguiente ecuación: C2H2(g) + O2(g) m CO2(g) + H2O(g) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono resultan al quemar 500 g de acetileno? Análisis: Paso 1: Balancear la ecuación: 2 C2H2(g) + 5 O2(g) m 4 CO2(g) + 2 H2O(g) Paso 2: Aplicar las conversiones y la relación molar para obtener la masa del producto (CO2); a partir de la masa del reactante (C2H2). 500 g de C2H2 x
1 mol de C2H2 26 g de C2H2
x
4 moles de CO2 2 moles de C2H2
x
44 g de CO2 1 mol de CO2
= 1 692.31 g de CO2
Solución: La cantidad de dióxido de carbono que se forma a partir del acetileno es 1 692.31 g. Nótese que al aplicar correctamente las conversiones y la relación molar el único dato que cambia es el que corresponde a las masas de reactantes.
Ejercicio Nº 9.2 Análisis: El amoniaco, el cloro y el hidróxido de sodio se combinan para formar hidracina. ¿Cuántos gramos de cloro se requieren para hacer reaccionar 265 g de amoniaco? NH3(g) + Cl2(g) + NaOH(ac) m N2H4(ac) + NaCl(ac) + H2O(g) Paso 1: Balancear la ecuación: 2 NH3(g) + Cl2(g) + 2 NaOH(ac) m N2H4(ac) + 2 NaCl(ac) + 2 H2O(g) Paso 2: Convertir la masa a moles de amoniaco, aplicar la relación molar: por cada 2 moles de amoniaco se requiere también 1 mol de cloro gaseoso, finalmente convertir a masa de cloro. 1 mol de NH3 1 mol de Cl2 70.9 g de Cl2 265 g de NH3 x x x = 552.60 g de Cl2 17 g de NH3 2 moles de NH3 1 mol de Cl2 Solución: La cantidad de cloro gaseoso que se forma a partir del amoniaco es 552.60 g.
173
Ejercicio Nº 9.3 El sulfuro de carbono reacciona con hidróxido de sodio de acuerdo a la siguiente ecuación: 3 CS2 + 6 NaOH m 2 Na2CS3 + Na2CO3 + 3 H2O ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio se obtienen cuando se combinan 92.5 mL de CS2 (densidad = 1.26 g/mL) y 0.562 moles de hidróxido de sodio? Análisis: Cuando en un ejercicio se dan todas las cantidades de los reactantes que participan en una reacción, es recomendable asegurarse que los reactantes se encuentren en cantidades estequiométricas proporcionales o si alguno de ellos constituye un reactivo limitante. En el presente ejercicio la ecuación ya está balanceada, por lo que solo resta convertir a moles las cantidades indicadas. Paso 1: Convertir el volumen del disulfuro de carbono a masa utilizando la fórmula de la densidad. =
masa ; masa = volumen
x volumen = 1.26 g ⁄∕ mL x 9.25 mL = 11.655 g
Paso 2: Convertir la masa de disulfuro de carbono en moles. Moles de CS2 = 11.655 g de CS2 x
1 mol de CS2 76 g de CS2
= 0.1534 moles de CS2
Paso 3: Relacionar la cantidad de moles entre reactantes de acuerdo a la proporcionalidad estequiométrica de la ecuación. Moles de NaOH = 0.1534 moles de CS2 x
6 moles de NaOH 3 moles de CS2
= 0.3068 moles de NaOH
La relación molar de los reactantes NaOH: CS2 es de 6 a 3; por lo tanto, 0.1534 moles de CS2 reaccionarán con 0.3068 moles de NaOH;; esto significa que la cantidad en moles disponible de NaOH (0.562 moles) está en exceso, por lo que quedará sin reaccionar 0.2552 moles de NaOH. Paso 4: A partir de los moles del reactivo limitante (CS2) se debe calcular la cantidad en gramos del Na2CO3 que se obtienen. Dado que el CS2 es el reactivo limitante, se calcula la masa del producto solicitado (Na2CO3) sobre la cantidad en moles de CS2. Moles de Na2CO3 = 0.1534 moles de CS2 x
1 mol de Na2CO3 3 moles de CS2
x
106 g de Na2CO3 1 mol de Na2CO3
= 5.42 g de Na2CO3
Solución: La cantidad de carbonato de sodio que se forma a partir del sulfuro de carbono e hidróxido de sodio es 5.42 g.
174
Ejercicio Nº 9.4 Una reacción típica para identificar cloruros es la reacción con nitrato de plata. En la reacción del cloruro de sodio con el nitrato de plata se obtiene cloruro de plata y nitrato de sodio. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata se forman, cuando reaccionan 20 g de cloruro de sodio al 85% de pureza con 24.5 g de nitrato de plata al 90% de pureza? Análisis: Este ejercicio combina algunos procedimientos como el planteo y ajuste de ecuaciones, la determinación de la cantidad real de reactante y el reactivo limitante. Paso 1: Planteo y ajuste de la reacción: la ecuación de la reacción que se indica en el ejercicio es de doble sustitución, cuyos coeficientes estequiométricos para todos los compuestos es 1. NaCl + AgNO3 m AgCl + NaNO3 Paso 2: Cálculo de la cantidad real de los reactantes mediante la aplicación del porcentaje de pureza. Masa de NaCl = 20 g x (0.85) = 17 g de NaCl Masa de AgNO3 = 24.5 g x (0.90) = 22.05 g de AgNO3 Paso 3: Determinación del reactivo limitante. Moles de NaCl = 17 g de NaCl x Moles de AgNO3 = 22.05 g de AgNO3 x
1 mol de NaCl = 0.29 moles de NaCl 58.45 g de NaCl 1 mol de AgNO3 = 0.130 moles de AgNO3 169.87 g de AgNO3
Paso 4: Determinación de la masa del cloruro de plata: los resultados anteriores indican que el nitrato de plata constituye el reactivo limitante y se usa como base para el cálculo de la masa del cloruro de plata. Masa de AgCl = 0.13 mol de AgNO3 x
1 mol de AgCl 1 mol de AgNO3
x
143.31 g de AgCl 1 mol de AgCl
= 18.63 g de AgCl
175
Solución: La cantidad de cloruro de plata que se forma es 18.63 g.
Ejercicio Nº 9.5 La urea es un fertilizante utilizado en forma pura o en mezcla y se obtiene a partir del amoniaco mediante la siguiente reacción: NH3(g) + CO2(g) m CO(NH2)2(s) + H2O(g) Determine el rendimiento porcentual de la reacción si se obtienen 25.5 gramos de urea por cada mol de amoniaco. Considérese que existe dióxido de carbono en exceso. Análisis: En el enunciado se indica que existe dióxido de carbono en exceso, esto garantiza que todo el amoniaco disponible para la reacción se consume completamente. Después de balancear la ecuación, se procede a calcular los moles de urea que se obtienen utilizando el factor o relación molar. Paso 1: Balancear la ecuación: 2 NH3(g) + CO2(g) m CO(NH2)2(s) + H2O(g) Paso 2: Mediante la ecuación reconocemos que 2 moles de amoniaco NH3 produce 1 mol de urea CO(NH2)2, a partir de ello se calcula la masa de urea que se obtiene. Masa de urea = 1 mol de NH3 x
1 mol de CO(NH2)2 60 g de CO(NH2)2 x = 30 g de urea 2 moles de NH3 1 mol de CO(NH2)2
Paso 3: Determinar el rendimiento porcentual. Rendimiento porcentual =
25.5 g de urea 30 g de urea
Solución: El rendimiento porcentual de la reacción es 85% de urea.
176
x 100% = 85%
Ejercicio Nº 9.6 El ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es el componente activo de la aspirina y se prepara por calentamiento del ácido salicílico C7H6O3 y anhídrido acético C4H6O3. El otro producto de la reacción es el ácido acético. Una muestra de 120 g, que contiene ácido salicílico se la hace reaccionar con anhídrido acético C4H6O3 en exceso. Después de la reacción se pesa el ácido acetilsalicílico, dando como resultado 136.5 g. ¿Cuál es la pureza de la muestra? Análisis: Paso 1: En este ejercicio conviene escribir la ecuación química y comprobar si la ecuación está balanceada. C7H6O3
+ C4H6O3 m C9H8O4 + C2H4O2
Paso 2: Luego de la comprobación, se convierte la masa del ácido acetilsalicílico a moles y aplicando la relación molar apropiada se calcula la masa del ácido salicílico. Masa de C7H6O3 = 136.5 g C9H8O4 x
1 mol de C9H8O4 180 g de C9H8O4
x
1mol de C7H6O3 1mol de C9H8O4
x
138 g de C7H6O3 1mol de C7H6O3
=
Masa de C7H6O3 = 104.65 g de C7H6O3 Paso 3: Cálculo de la pureza. Pureza de la muestra =
104.65 g 120 g
x 100% = 87.21%
Solución: De los 120 g de muestra el 87.21% corresponde a ácido salicílico y la diferencia es material inerte a la reacción.
177
Ejercicio Nº 9.7 El silicio es un elemento semiconductor ampliamente utilizado para fabricar dispositivos electrónicos para lo cual es necesario conseguir el silicio muy puro. Para este fin, el silicio se obtiene por reducción del dióxido de silicio con carbono y luego es calentado en presencia de cloro para formar tetracloruro de silicio, el mismo que luego de la purificación se reduce en presencia de hidrógeno en un tubo caliente, donde cristaliza el silicio puro. Las reacciones que se realizan son: SiO2(l) + C(s) m Si(s) SiCl4(l)
+
Si(l) + 2 CO(g)
Cl2(g) m
+ 2 H2(g)
m
SiCl4(g) Si(s) + 4 HCl(g)
Balancee las ecuaciones y determine la cantidad de silicio puro que se obtiene a partir de 32 kilogramos de dióxido de silicio que tiene una pureza del 65%, la pureza del tetracloruro de silicio que se forma es del 90% y la eficiencia de la reacción de hidrogenación es del 100%. Análisis: Antes de realizar los cálculos conviene realizar el ajuste de las ecuaciones poniendo atención en los coeficientes en vista de que éstos influyen en los cálculos de los siguientes productos contemplados en las ecuaciones que siguen. Paso 1: Ajuste de las ecuaciones. SiO2(l) + 2 C(s) m Si(l) + 2 CO(g) Si(s) + 2 Cl2(g) m SiCl4(g) SiCl4(l)
+ 2 H2(g) m Si(s) + 4 HCl(g)
Paso 2: Dado que se requiere el dato de un producto que se obtiene después de una secuencia de reacciones, es necesario considerar la pureza y eficiencia en cada etapa. Masa de silicio = 32 kg de SiO2 x 90 100
178
x
1 kmol de SiO2 1 kmol de SiCl4 1 kmol de Si 65 x x x x 60.09 kg de SiO2 1 kmol de SiO2 1 kmol de SiCl4 100
28.08 kg de Si 1 kmol de Si
= 8.75 kg de Si
Solución: La masa de silicio puro que se obtiene es 8.75 kg.
Ejercicio Nº 9.8 El titanio es un metal liviano y resistente a la corrosión que se utiliza en la fabricación de estructuras para sondas espaciales y se obtiene a partir del óxido de titanio después de pasar por la siguiente reacción: TiO2(s) + C(s) + Cl2(g) m TiCl4(g) + CO2(g) + CO(g) Un reactor pequeño contiene 9.30 g de óxido de titanio, 11.34 g de carbono y 13.56 g de cloro. Balancee la ecuación, calcule la cantidad en gramos que se producen de tetracloruro de titanio considerando que la reacción se realiza en forma completa. Análisis: De la lectura del enunciado se extrae que el rendimiento de la reacción es del 100%, sin embargo se debe considerar si alguno de los reactantes actúa como reactivo limitante, para lo cual se debe realizar los cálculos correspondientes. Antes de efectuar los cálculos se debe ajustar la ecuación. Paso 1: Ajuste de la ecuación: 2 TiO2(s) + 3 C(s) + 4 Cl2(g) m 2 TiCl4(g) + CO2(g) + 2 CO(g) Paso 2: Cálculo para la determinación del reactivo limitante: cada una de las masas de los reactantes se pueden utilizar para calcular la cantidad proporcional en moles necesaria del otro reactante que acompañará en la reacción. Masa de carbono = 9.30 g de TiO2 x
Masa de cloro = 9.30 g de TiO2 x
1 mol de TiO2 79.9 g de TiO2
1 mol de TiO2 79.9 g de TiO2
x
x
3 moles de C 2 moles de TiO2
4 moles de Cl2 2 moles de TiO2
x
x
12 g de C 1 mol de C
70.9 g de Cl2 1 mol de Cl2
= 2.095 g de C
= 16.51 g de Cl2
179
A partir de los datos se desprende que la cantidad de 9.3 g de TiO2 requieren de 2.095 g de carbono y 16.51 g de cloro gaseoso para reaccionar en cantidades estequiométricas. Sin embargo no hay la cantidad suficiente de cloro para reaccionar con el TiO2, por lo que se debe considerar el cloro como reactivo limitante y proceder a calcular el TiCl4 de acuerdo a la cantidad existente de cloro (13.56 g). El carbono se encuentra en exceso y solo interviene en la reacción 2.095 g y la diferencia de 9.245 g queda sin reaccionar. Masa de TiCl4 = 13.56 g de Cl2 x
1mol de Cl2 70.9 g de Cl2
x
2 moles de TiCl4 4 moles de Cl2
x
189 g de TiCl4 1mol de TiCl4
= 18.07 g de TiCl4
Solución: La cantidad en gramos que se produce de TiCl4 es de 18.07 g.
Ejercicio Nº 9.9 El butano, cuya fórmula resumida es C4H10, es uno de los componentes del gas de cocina, éste al reaccionar con oxígeno forma dióxido de carbono y agua, balancee la ecuación y luego establezca las relaciones molares entre cada uno de los componentes que forman parte de la ecuación. Análisis: Para establecer las relaciones molares se debe en primer lugar escribir ecuación y realizar el ajuste necesario. Con relación a la reacción, es menester recordar que todos los hidrocarburos durante la combustión generan CO2 y H2O. C4H10 + O2 m CO2 + H2O Para efectuar el ajuste de la ecuación hay que tantear hasta que los coeficientes estequiométricos tanto de los reactantes como los de los productos hagan coincidir el número exacto de cada uno de los átomos. 13 C4H10 + O m 4 CO2 + 5 H2O 2 2 Sin embargo, en este caso el oxígeno quedaría con 13 y media moléculas, lo cual es incorrecto. Para este caso es necesario duplicar todos los coeficientes. 2 C4H10 + 13 O2 m 8 CO2 + 10 H2O
180
La relación molar se aplica para realizar cálculos de acuerdo al planteamiento del problema, para lo cual se debe usar la relación apropiada. Comúnmente la relación molar se conoce también como factor molar. Solución: Las relaciones molares para cada par de componentes son: 2 moles de C4H10 13 moles de O2 13 moles de O2 2 moles de C4H10
; ;
2 moles de C4H10 2 moles de C4H10 8 moles de CO2
;
8 moles de CO2 2 moles de C4H10
10 moles de H2O
;
;
10 moles de H2O 2 moles de C4H10
13 moles de O2
;
10 moles de H2O
10 moles de H2O 8 moles de CO2
;
8 moles de CO2 13 moles de O2
;
;
13 moles de O2 8 moles de CO2
;
10 moles de H2O 13 moles de O2
Ejercicio Nº 9.10 Una varilla de hierro, cuya masa es de 3.78 Kg, estuvo expuesta a la intemperie ocasionando la corrosión del 5% de su masa total. Sobre la superficie de la varilla se forma la herrumbre (Fe2O3 . H2O), producto de la corrosión, que se expresa mediante la siguiente ecuación: Fe(s) +
O2(g) + H2O(l) m Fe2O3 . H2O(s)
¿Cuál es la nueva masa de la varilla? Análisis: Como en todos los casos, hay que iniciar balanceando la ecuación para luego realizar los cálculos. Los coeficientes estequiométricos en la ecuación quedan indicados como sigue: 4 Fe(s) + 3 O2(g) + 2 H2O(l) m 2 Fe2O3 . H2O(s) La varilla inicialmente está formada por 3 780 g de hierro, la que por acción del oxígeno del aire y moléculas de agua forman la nueva masa de la varilla. 3.78 kg de Fe x
1000 g 1 kg
x
1 mol de Fe 55.85 g de Fe
x
2 moles de Fe2O3. H2O 4 moles de Fe
177.7 g de Fe2O3 . H2O x 1 mol de Fe O . H O 2 3
2
= 6.01 kg de Fe2O3 . H2O Solución: La nueva masa de la varilla oxidada es de 6.01 kg.
181
9.5 Ejercicios para resolver 1.
¿Cuál es la utilidad del factor o relación molar?
2.
¿Cómo se relacionan los coeficientes estequiométricos con la masa molar?
3.
¿Cuál es la diferencia entre el rendimiento real y el porcentual?
4.
¿Influye la pureza de los reactantes en el rendimiento de la reacción?
5.
¿Qué sucede cuando uno de los reactantes se encuentra en mayor cantidad?
6.
Detalle una propuesta para lograr un rendimiento alto de una reacción.
7.
Indique algunos factores que influyen en el rendimiento de la reacción.
8.
Elabore un resumen sobre la importancia económica de los cálculos estequiométricos.
9.
¿Qué haría para convertir la cantidad en gramos de una sustancia que reacciona o de un producto que se genera en moles?
10.
¿Cómo transforma la masa de reactantes o productos en cantidad de átomos, moléculas o iones.
11.
Según la siguiente ecuación : P4(s) + 6 Cl2(g)
m
4 PCl3(g)
Se requieren 6 moles de cloro gaseoso para producir 549.28 g de PCl3, ¿cuánta cantidad de cloro gaseoso se requiere para producir 4 moles de PCl3? 12.
Para la reacción de formación de agua. 2 H2
+ O2
2 H2 O
¿Cuál es el reactivo limitante si se dispone de 8 g de hidrógeno y 12 g de oxígeno? 13. El cloro y el flúor reaccionan para dar trifluoruro de cloro gaseoso, ClF3. Si reaccionan 3.40 moles de cloro gaseoso y 7.16 moles de flúor gaseoso ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuál es la cantidad en gramos que se obtiene de ClF3? ¿Cuál es el rendimiento porcentual, si al final se obtiene 4.5 moles de producto? Utilice siempre la reacción ajustada.
182
14. Para cierta producción de amoniaco se propone utilizar 3.25 moles de N2, ¿cuántos gramos de nitrógeno gaseoso representan? ¿A cuántos átomos corresponden?
15.
860 g de acetileno se queman y producen 2 910.77 g de dióxido de carbono. ¿Cuántos átomos de carbono participan en la reacción?
16.
De acuerdo a la siguiente ecuación descrita: Ácido nítrico + ácido sulfhídrico m monóxido de nitrógeno + azufre + agua ¿Cuántos gramos de azufre se obtienen por cada mol de ácido nítrico?
17.
La combinación del óxido de silicio y el hidróxido de sodio forma silicato de sodio y agua. Escriba y ajuste la reacción, luego calcule cuantos gramos de óxido de silicio son necesarios para obtener 125 gramos del silicato si la pureza del óxido es del 85%.
18. La combinación de sodio y nitrato de potasio produce nitrógeno, un gas que se utiliza para inflar las bolsas de aire en los automóviles. ¿Cuánta cantidad de nitrato de potasio se requiere para hacer reaccionar 10 g de sodio? Ajuste la ecuación. Na + KNO3 m K2O + Na2O + N2 19. El ácido nítrico HNO3, se produce a partir del amoniaco, mediante un proceso en tres etapas conocido bajo el nombre de proceso de Ostwald de acuerdo a las siguientes reacciones en estado gaseoso.
4 NH3(g) + 5 O2(g)
m 4 NO(g)
2 NO(g)
m 2 NO2(g)
+ O2(g)
3 NO2(g) + H2O(g)
+ 6 H2O(g)
m 2 HNO3(ac) + NO(g)
Suponiendo que el rendimiento sea del 82% en cada una de las etapas. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico se pueden obtener a partir de 10 kg de amoniaco?
183
20.
Para la combustión del metanol, CH3OH según la siguiente ecuación: 2 CH3OH + 3 O2 m 2 CO2 + 4 H2O Se requiere calcular lo siguiente: a) La cantidad de moles de oxígeno necesarios para quemar 50 g de metanol. b) La masa en gramos de oxígeno necesarios para quemar 50 g de metanol. c) la cantidad en moles de metanol quemados para producir 45 g de vapor de agua. d) La masa en gramos de metanol quemados para producir la misma masa de vapor de agua.
21.
El acetaminofén C8H9NO2 es un analgésico que se obtiene a partir de p-aminofenol (C6H7 NO) y el anhídrido acético (C4H6O3) de acuerdo a la siguiente ecuación: H2N-C6H4-OH (s)
+ C4H6O3 (l)
m C8H9NO2 (s)
+
CH3-COOH (l)
¿Cuántos gramos de p-aminofenol se requieren para producir 80000 tabletas de 500 mg del analgésico si el rendimiento de la reacción es del 90%. 22.
El benzoato de sodio se utiliza como conservante en la industria alimenticia y se obtiene por neutralización entre el ácido benzoico e hidróxido de sodio de acuerdo a la siguiente ecuación: C6H5-COOH + NaOH(ac) m C6H5-COONa + H2O El inventario indica que existe en bodega 10 kilos de ácido benzoico y 40 litros de una solución acuosa que contiene el 50% en masa de NaOH y una densidad de 1.410 g/mL. ¿Cuál es la cantidad máxima de benzoato de sodio que se puede sintetizar, si la reacción se efectúa en forma completa? ¿Cuál es el reactivo limitante?
23.
En la producción del ácido sulfúrico se utiliza el pentóxido de vanadio como catalizador, dando lugar a la formación del trióxido de azufre, mientras el vanadio se reduce. En la última fase el catalizador se recupera conforme se describe en las siguientes ecuaciones: S(s)
+ O2(g)
m
SO2(g)
V2O5 (s)
+ SO2 (g)
m
V2O3 (s)
SO3 (g)
+ H2O (l)
m
H2SO4 (l)
(3)
V2O3(s)
+ O2(g)
m
V2O5(s)
(4)
(1) + SO3 (g)
Realice el ajuste de las ecuaciones y luego calcule lo siguiente:
184
(2)
• ¿Qué cantidad de azufre se requiere para formar 400 litros de ácido sulfúrico con un rendimiento del 98%? (densidad: 1,8 g/cm3).
• ¿Qué cantidad de oxígeno gaseoso se requiere para todo el proceso?
24.
El ácido acético es una sustancia que se utiliza como materia prima para la elaboración de la celulosa y se obtiene a partir del metanol en un proceso de varias etapas: CH3OH
+
HI
m
CH3I
CH3I
+
CO
m
CH3COI
CH3COI
+
H2 O
m CH3COOH + HI
+ H2 O
Determine la cantidad de ácido acético que se puede obtener a partir de 150 litros de metanol, si la producción tiene un rendimiento del 95% y la pureza del metanol es del 99%. (Densidad del ácido acético= 1,049 g/cm3, densidad del metanol = 0,792 g/cm3) 25.
Una muestra contiene 25 g de una mezcla de KClO3 y KClO4 y fue sometida a calentamiento formando 15 g de cloruro de potasio y la correspondiente cantidad de oxígeno. Formule la reacción de descomposición y luego determine la composición de la muestra inicial?
26.
Cuando se somete el metano a una atmósfera de cloro gaseoso en presencia de luz se forma clorometano. Si se utiliza un exceso de cloro, la reacción no es selectiva y continúa formando otros compuestos clorados: m
CH3Cl(g)
+ Cl2(g)
m
CH2Cl2(g)
CH2Cl2 (g)
+ Cl2(g)
m
CHCl3(g)
CHCl3(g)
+ Cl2(g)
m
CCl4(g)
CH4(g)
+
CH3Cl (g)
Cl2(g)
¿Cuántos moles de cloro son necesarios para formar un mol del CCl4? 27.
La efervescencia de las tabletas antiácidas se debe a la reacción entre el ácido cítrico y el bicarbonato de sodio en agua. C6H8O7(ac) + NaHCO3(ac) → CO2(g) + Na3C6H5O7(ac) + H2O(l) Ajuste la ecuación y luego determine la cantidad en gramos que se libera de CO2 por cada tableta de 2.0 gramos que solo contiene los dos referidos componentes.
185
28.
El ácido adípico (ácido hexanodioico), es una de las materias primas que se usan en la fabricación del nylon, se obtiene por oxidación del ciclohexano con oxígeno, formándose también agua. Cuánta cantidad del ácido se obtiene si se utilizan 57,5 g de ciclohexano y cuál es el rendimiento cuando solo se obtienen 80 g del ácido? C6H12(l) +
O2(g) → C6H10O4 (s) + H2O(l)
29.
El sulfuro de plomo se presenta en la naturaleza junto con el metal plata formando el mineral galena. A partir de este mineral se obtiene el plomo calentando el sulfuro en presencia de aire que se oxida a dióxido de azufre, mientras el plomo se convierte en óxido de plomo. El óxido que se produce puede combinarse con el sulfuro de plomo y lograr la reducción a plomo metálico
• Formule las ecuaciones y ajústelas.
• Si las reacciones se realizan con un rendimiento del 100 %, calcule la cantidad en kg que se requieren de galena para producir 1 kg de metal, conociendo que el mineral tiene 32% de impurezas.
30.
La benzocaína es un compuesto orgánico que se utiliza en un 2% en peso como ingrediente activo en ungüentos utilizados en intervenciones odontológicas. La composición porcentual de la benzocaína es 65.4% de carbono, 19.4% de oxígeno, 6.7% de hidrógeno y 8.5% de nitrógeno y el peso molecular es 165 g/mol. Este anestésico local de uso externo se puede producir a partir del ácido p-aminobenzoico (H2N-C6H5-COOH) y el etanol (C2H5-OH).
H2N-C6H5-COOH(s) + C2H5-OH(l) → ? + H2O (l) ¿Cuál es la fórmula molecular de la benzocaína y cuántos gramos de ácido p-aminobenzoico se requieren para producir 10 kilos de ungüento odontológico?
186
CAPÍTULO #
10
Gases
Sumario 10.1 Propiedades de los gases 10.2 Unidades de medida de presión, temperatura y volumen 10.3 Condiciones de estado 10.4 Leyes de los gases 10.5 Volumen molar 10.6 Ecuación de estado de los gases ideales 10.7 Ejercicios de aplicación 10.8 Ejercicios para resolver
Se reconocen tres estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso que están perfectamente diferenciados; así, en el estado sólido, los átomos o moléculas que lo constituyen prácticamente no tienen libertad de movimiento y su distribución es definida. Los líquidos son sustancias que pueden fluir porque sus átomos o moléculas tienen cierta libertad de movimiento, pero se mantienen muy cerca debido a la existencia de fuerzas que las agrupa. Es considerado como un estado intermedio de la materia. En los gases, los átomos o moléculas están separadas por grandes distancias y en constante movimiento, por lo que puede considerarse que todo el gas es un conjunto de partículas separadas entre sí por distancias mayores que su propio tamaño y que se mueven en desorden recorriendo libremente los espacios entre ellas. Este estado de agregación es el más simple y conocido de los estados. Los gases están conformados por moléculas como el oxígeno, el nitrógeno y el metano o por átomos como los gases nobles.
187
10.1
Propiedades de los gases Debido a que las partículas de los gases se encuentran separadas y; en constante y caótico movimiento presentan cualidades diferentes a los otros estados de la materia. Entre estas propiedades se cuenta que no tienen forma ni volumen definido, ya que las partículas tratan de ocupar el mayor volumen posible en el lugar donde se encuentran. Se difunden y se mezclan con rapidez a causa del movimiento de sus moléculas. Son compresibles dada la posibilidad de disminuir la distancia entre sus átomos o moléculas y su densidad es muy pequeña comparada con los líquidos y sólidos debido a los grandes espacios existentes.
10.2
Unidades de medida de presión, temperatura y volumen Presión Puesto que las moléculas de un gas se mueven libremente y en forma desordenada, éstas chocan contra las paredes del recipiente en el que se encuentran ejerciendo presión. Esta propiedad es ampliamente utilizada para determinar el comportamiento del gas. La presión es la relación que existe entre una fuerza que se aplica sobre una superficie: Presión =
fuerza área
El Sistema Internacional establece como la unidad de fuerza;; el newton (N) y la de superficie, el metro cuadrado (m2). La unidad derivada para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa). Pa =
1N m2
Otras unidades que se utilizan para expresar la presión de un gas son la atmósfera, el milímetro de mercurio (1mm de Hg), el torr, cuya equivalencia se indica a continuación. 1 atmósfera (atm) = 760 mmHg = 760 torr = 1.01325 x 105 Pa Una atmósfera se define como la presión que ejerce una columna de mercurio de 760 mm de altura determinada al nivel del mar.
188
760 mm
En el año 1643, el físico italiano Evangelista Torricelli inventó el barómetro, dispositivo que mide la presión atmosférica y que consiste en un tubo de vidrio de 850 mm de altura lleno con mercurio, cerrado en el extremo superior y abierto por el otro extremo que se comunica con una cubeta llena con el mismo fluido (figura 10.1).
Figura 10.1: Barómetro de mercurio
En la actualidad existen en el mercado dispositivos de manejo muy práctico que facilitan la medición de la presión como los que se presentan en las figuras 10.2 y 10.3
Figura 10.2: Barómetro
Figura 10.3: Manómetro
Temperatura La temperatura es otro de los parámetros importantes que se debe considerar en los gases, puesto que el calentamiento o enfriamiento de los cuerpos influyen en casi todas sus propiedades físicas. La temperatura representa la medida del calentamiento de un cuerpo y se la puede medir de varias formas, una de ellas es la determinación de los cambios de volumen que acompañan a los cambios de temperatura. La temperatura se puede expresar en diferentes unidades: grados Celsius (ºC) o centígrados, grados Fahrenheit (ºF), grados Rankine (R) y los grados Kelvin (K) que se emplean para expresar la temperatura absoluta.
189
Conversión entre diferentes escalas de temperatura Grados Celsius
ºC =
Grados Celsius ºF =
Grados Kelvin
K = ºC + 273.15 R=
5 (ºF - 32) 9
9 ºC + 32 5
Grados Fahrenheit
Grados Rankine
Grados Fahrenheit
9 (ºC + 273.15) 5
Grados Kelvin ºC = K - 273.15 ºF =
K=
9 K - 459.67 5
5 (ºF + 459.67) 9
R = ºF + 459.67
Grados Rankine ºC =
5 (R - 491.67) 9
ºF = R - 459.67 K=
R=
5 R 9
9 K 5
Volumen Los gases se difunden y ocupan todo el espacio disponible del recipiente donde se encuentran, éste corresponde al volumen de un gas que puede ser medido en diferentes unidades. Las unidades de medida más usadas son: el litro (L), el mililitro (mL), el centímetro cúbico (cm3) y el decímetro cúbico (dm3). 1L = 1000 mL = 1000 cm3 =1 dm3
La temperatura es una medida de la energía cinética de los átomos y moléculas que forman un sistema. La presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente.
10.3
Condiciones de estado La materia en general conserva un estado físico específico, mientras se mantengan las condiciones de presión y temperatura; por ejemplo, el agua es líquida, mientras la presión sea de una atmósfera y la temperatura del líquido mayor a 0ºC; y es un gas (vapor) si la temperatura se mantiene a 100ºC.
190
En otro caso, el gas de cocina se mantiene como tal a temperatura ambiente y a 1 atmósfera de presión, pero si está confinado en el cilindro a mayor presión y a la misma temperatura, es un líquido.
ºC
ºF
100
212
0
32
K
Figura 10.4: Efectos de la temperatura sobre el estado físico
Para la elaboración de productos químicos se requiere de todo un proceso que pasa por la manipulación y transporte de la materia prima, la conducción de las reacciones químicas a través del control de las propiedades físicas, el uso adecuado de los equipos, el control de la calidad del producto final, etc. Cada paso hace uso de las condiciones de presión y temperatura en las que se desenvuelve el proceso, los datos tomados durante el control de las condiciones de trabajo, no pueden ser arbitrarios por lo que se hace necesario establecer referencias, a las que llamamos condiciones normales y condiciones estándar, éstas a veces se presumen, pero para efectos de cálculo es conveniente indicarlas de manera expresa. Las condiciones normales y estándar son expresiones cualitativas que implican valores representativos de presión, temperatura y volumen que se emplean para trabajos en el laboratorio, para cálculos específicos en ingeniería, para referencias en informes, etc. Condiciones normales:
273,15 K de temperatura, 1 atmósfera de presión 101.3 kPa y 22.4 L (volumen molar de un gas).
Condiciones estándar:
298,15 K 1 atmósfera de presión (101.3 kPa)
191
10.4
Leyes de los gases Los parámetros que determinan el estado de un gas son: presión, temperatura, volumen y masa, cada uno de ellos depende del comportamiento del otro; así, el volumen de una muestra cualquiera de un gas viene determinado por las tres magnitudes restantes: presión, temperatura y número de partículas presentes en el gas que aportan a la masa del mismo. De manera experimental se ha determinado que todos los gases tienen un comportamiento casi idéntico.
Ley de Boyle-Mariotte Cuando una determinada masa de un gas se somete a cambios de presión a temperatura constante, el volumen cambia en forma inversamente proporcional. • Cuando el volumen aumenta, la presión disminuye. • Cuando el volumen disminuye, la presión aumenta. Esto se explica, porque a medida que aumenta el volumen, las partículas del gas deben recorrer mayor distancia y demoran en llegar a las paredes del recipiente, por lo que la frecuencia de los choques es menor (presión). En la figura 10.5 se representa la relación entre el volumen y la presión, en ella se observa que un volumen V1 de un gas a una presión p1, experimenta una disminución de su volumen V2 a medida que se incrementa la presión p2. Este comportamiento se expresa de la siguiente manera: V A 1 , (cuando la masa y la temperatura son constantes) p 4.0 atm
Presión, atm
2.0 atm 1.0 atm 4.0
2.0 1.0 V
2V
Volumen
192
4V
Figura 10.5: Ley de Boyle-Mariotte
Introduciendo una constante de proporcionalidad tendremos: V= k x 1 , donde V x p = constante k p
La expresión nos indica que cuando un gas experimenta variaciones de presión y volumen sin que cambie la masa, el resultado del producto de los dos parámetros será un valor constante, siempre que la temperatura permanezca inalterable. De esta manera, para un gas que se encuentra en condiciones de volumen y presión inicial y que luego se lleva a condiciones de volumen y presión final, tendremos: Condición inicial:
V1p1= k
Condición final:
V2p2 = k
Dado que k tiene el mismo valor, podemos igualar las dos ecuaciones y mostrar otra expresión para la ley de Boyle. V1p1= V2p2
Ley de Charles El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta siempre que la presión se mantenga constante. • Cuando la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta. • Cuando la temperatura disminuye, el volumen del gas disminuye.
Cuando el gas experimenta un aumento de la temperatura, las partículas se mueven con mayor rapidez y tardan menos tiempo en chocar con las paredes del recipiente. Esto quiere decir, que el número de choques por unidad de tiempo será mayor, produciendo un aumento instantáneo de la presión en el interior del recipiente, que provoca el incremento del volumen hasta que la presión interna se iguale con la exterior. Jack Charles descubrió que para una masa de gas en condiciones de presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta, esto quiere decir que si incrementamos la temperatura de una muestra gaseosa, el volumen también aumenta de modo que la presión se mantenga constante.
193
100
Volumen, mL
90 80 70 60 50 40 30 20 10 -250
-150
-50
0
50
150
Temperatura, °C
250
Figura 10.6: Ley de Charles
La expresión matemática de esta ley es la siguiente: V α T;; (cuando la masa y la presión son constantes) Al introducir una constante de proporcionalidad resulta: V = k T Para condiciones iniciales y finales de volumen y temperatura tendremos: V= k x T
V1 T1
=k
ó
ó
V2 T2
=k
Igualando ambas ecuaciones se obtiene otra expresión para la ley de Charles. V1 T1
=
V2 T2
ó
V1T2 = V2T1
Ley de Gay-Lussac La presión ejercida por una determinada cantidad de muestra de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta, cuando el volumen permanece constante. • Cuanto se aumenta la temperatura, también aumenta la presión. • Si la temperatura disminuye, también lo hace la presión. La ley de Gay-Lussac expresa que si tenemos un gas confinado en un volumen determinado y aumentamos su temperatura, la presión se incrementa a causa del aumento de la energía cinética de las moléculas que provoca el mayor número de colisiones contra las paredes del recipiente que las contiene.
194
Joseph Louis Gay-Lussac descubrió que el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: p α T;; (masa y volumen son constantes) Al introducir una constante de proporcionalidad tendremos: p=kxT ó
1.0 atm
1.3 atm
10 5
15 0
p =k T
20
10 5
15 0
1L
20
1L
Figura 10.7: Ley de Gay Lussac
Haciendo uso de la representación de la figura 10.7, podemos observar que el volumen de 1 litro de un gas se encuentra inicialmente a una presión p1 de una atmósfera y a una temperatura T1 de 0ºC (273.15 K). Después de variar la temperatura T2 hasta llegar a 100ºC (373.15 K), la presión p2 aumenta a 1.366 atm. Este comportamiento de los gases en condiciones iniciales y finales diferentes, se lo puede calcular mediante la ley de Gay Lussac: p1 T1
=
p2 T2
ó
p1T2 = p2T1
La ley de Gay Lussac y la de Charles se formulan en función de la temperatura absoluta, por lo tanto debe estar expresada en Kelvin.
195
Ley combinada de los gases Dado que no siempre es posible mantener constante la presión, el volumen o la temperatura, las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lusacc se pueden combinar y relacionar las condiciones iniciales y finales de los parámetros indicados, mediante la siguiente ecuación: V1p1 T1
=
V2p2 T2
10.5
Volumen molar Otro de los aportes de Gay-Lussac fue demostrar que los gases reaccionan unos con otros según proporciones volumétricas sencillas, cuando éstos se encuentran a las mismas condiciones de temperatura y presión. A partir de este enunciado Amadeo Avogadro propuso que: El volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presentes a una presión y temperatura fija. n=kV Esto se explica porque al aumentar la cantidad de gas, habrá mayor número de partículas (átomos o moléculas) que chocan con más frecuencia contra las paredes del recipiente ocasionando mayor presión en el interior que en el exterior; esto provoca el aumento del volumen. Por otro lado, la extensión del volumen disminuye el choque de las partículas, de manera que la presión recupera el valor inicial. El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas: • •
A mayor cantidad de gas, el volumen aumenta. A menor cantidad de gas, el volumen disminuye.
Si una cantidad n1 de un gas se encuentra en una condición inicial de volumen V1 y luego se agrega una nueva cantidad de gas n2, entonces el volumen cambiará a V2, así se cumple la siguiente relación: V1 n1
196
=
V2 n2
La ley de Avogadro expresa que en volúmenes iguales de diferentes gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, existen igual número de moléculas. En condiciones normales de presión y temperatura un mol de gas corresponde a 22.414 litros y se lo denomina volumen molar. Un mol de gas = 22.414 litros = 6.02 x 1023 moléculas
10.6
Ecuación de estado de los gases ideales Haciendo la consideración de que los gases ideales son los que se aproximan al cumplimiento de las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro, éstas se pueden resumir en una sola ecuación que relaciona la temperatura, el volumen, el número de moles y la presión de un gas, mediante la siguiente ecuación:
V=
nRT p
ó pV = nRT
Donde n: número de moles R: constante universal de los gases ideales p: presión T: temperatura absoluta R = 0.082 atm-L/mol K, siempre y cuando el volumen esté dado en litros y la presión en atmósferas. El número de moles se calculan a partir de la relación entre la masa del gas y la masa molar. n= m: masa del gas
m M
M: masa molar del gas
197
10.7
Ejercicios de aplicación Muchas reacciones químicas involucran gases, cuya cantidad se la expresa generalmente en términos de volumen, éste depende de la masa del gas, de la presión y la temperatura, factores que deben considerarse haciendo uso de las leyes previamente descritas.
Ejercicio Nº 10.1 Si el volumen de 5 litros de gas se encuentra dentro de un cilindro a una presión de 10 atmósferas y 18ºC de temperatura. ¿Cuál es la presión, si la temperatura se incrementa a 52ºC? Análisis: Visto que el gas se encuentra dentro de un cilindro, su volumen permanece constante. Por lo tanto aplicamos la ley de Gay-Lussac que establece, que la presión es directamente proporcional a la temperatura, a volumen constante, por lo que el incremento de la temperatura producirá un incremento de la presión. Solución: T1 = 18ºC + 273.15 = 291.15 K temperatura absoluta p1 = 10 atm T2 = 52ºC + 273.15 = 325.15 K temperatura absoluta p2 = ? Ecuación de Gay-Lussac p1T2 = p2T1 Despejando p2 tendremos: p2 = p2 =
p1T2 T1 10 atm x 325.15 K 291.15 K
= 11.17 atm
Ejercicio Nº 10.2 ¿Cuál es la densidad
del oxígeno, a 25ºC de temperatura y 1 atmósfera de presión?
Análisis: Las densidades de los gases es muy pequeña en comparación con la de los líquidos y sólidos; g y generalmente se la expresa en . En vista de que las condiciones indicadas no son L normales, hay que relacionar la ecuación de los gases ideales con el concepto de densidad para la resolución de este ejercicio.
198
Solución: Si V =
nRT
ó
p
V=
mRT Mp
y
=
m V
ó
V=
m
Combinando las dos ecuaciones: m
mRT
=
Mp
;; simplificando la masa y despejando la densidad tendremos: g mol
32 =
x 1atm
atm L
0.082 mol K x 298.15 K
= 1.3
=
Mp RT
g L
Ejercicio Nº 10.3 El hidróxido de litio, LiOH, se emplea en aeronaves espaciales para reacondicionar el aire por absorción del dióxido de carbono exhalado por los astronautas. La reacción es: LiOH(s) + CO2(g) m Li2CO3(s) + H2O(g) ¿Qué volumen de dióxido de carbono a 21ºC y 781 mmHg se podrían absorber por 348 g de hidróxido de litio? Análisis: En este ejercicio se aplican las relaciones cuantitativas de los gases, el procedimiento es similar a lo indicado en el capítulo 9, que consiste en realizar primero el ajuste de la ecuación, ya que se debe cumplir con la ley de la conservación de la materia; en segundo lugar determinar con cuantos moles de CO2 reaccionarán los 348 gramos de LiOH y luego convertirlos a litros con ayuda de la ecuación de estado de los gases ideales. Solución: 1. 2 LiOH(s) + CO2(g) m Li2CO3(s) + H2O(g) 2. 348 g de LiOH x 3. V =
1 mol de LiOH 23.94 g de LiOH
x
1 mol de CO2 2 moles de LiOH
= 7.26 moles de CO2
nRT p
199
4. Considerando los valores de temperatura, presión y número de moles: T = 21ºC + 273 = 294 K p = 781 mmHg x
1 atm 760 mmHg
= 1.027 atm
Reemplazando dichos valores tendremos:
V=
nRT p
7.26 moles de CO2 x 0.082
atm L mol K
x 294 K
=
= 170.42 L de CO2
1.027 atm
Ejercicio Nº 10.4 Si reaccionan completamente 10 litros de nitrógeno con 30 litros de hidrógeno en las mismas condiciones de temperatura y presión. ¿Cuál será el volumen de amoniaco que se obtiene? N 2 (g) 3 H 2 (g) m 2 NH 3 (g) Análisis: De acuerdo con el principio de Gay-Lussac, los gases reaccionan en relación volumétrica sencilla cuando éstos se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura, tal cual se indica en el presente ejercicio, de esta manera, sin necesidad de cálculos podemos predecir que se producirán 20 litros de amoniaco, ya que la cantidad de 10 moles de nitrógeno y 30 moles de hidrógeno son múltiplos de 1 mol de nitrógeno y 3 moles de hidrógeno presentes en la ecuación ajustada. Por otra parte si consideramos el concepto de volumen molar y lo aplicamos encontraremos que el resultado será como ya se ha indicado. N 2 (g) 3 H 2 (g) m 2 NH 3 (g) 1 volumen 10 litros
200
3 volúmenes 30 litros
2 volúmenes 20 litros
Ejercicio Nº 10.5 ¿Cuál de estos gases tiene mayor densidad en condiciones normales? Cl2, SO3, NO2, CH4, PF3? Análisis: En condiciones normales (CN), 1 mol de cualquier gas tiene un volumen correspondiente a 22.414 litros. Tal como se indica en el ejercicio, todos los gases se encuentran en las mismas condiciones, entonces el gas que tenga mayor masa molecular será el que tenga mayor densidad, puesto ésta es igual a la masa dividida para el volumen. Solución: 1 mol de cualquier gas a CN = 22.414 litros Densidad
=
m V
Sustancia
Cl2
SO3
NO2
CH4
PF3
Masa molecular [g/mol] Volumen [L] Densidad [g/L]
70.90 22.414 3.16
80.06 22.414 3.57
46.00 22.414 2.05
16.00 22.414 0.71
87.97 22.414 3.92
El gas PF3 es el gas de mayor densidad.
Ejercicio Nº 10.6 Un cilindro de gas de 34.0 L contiene 305 g de O2 a 22ºC. ¿Cuántos gramos de oxígeno deben abandonar el cilindro para que la presión se reduzca a 1.15 atm? Análisis: Dado que en el problema se plantea las condiciones constantes de volumen y temperatura; y el cambio de presión por disminución de masa de oxígeno, es suficiente si calculamos la masa de oxígeno a presión reducida utilizando la ecuación de estado de los gases ideales, ya que disponemos de todos los datos. La masa obtenida de oxígeno debe restarse del valor inicial para conocer la cantidad de gramos que se deben evacuar. Solución: pV = nRT ó pV =
m pVM RT de donde m = M RT
1.15 atm x 34 L x 32 m=
atm L
g mol
0.082 mol K x 293 K
= 52.07 g de oxígeno
Los 52.07 g de oxígeno se restan de la masa inicial de oxígeno para determinar la cantidad que debe evacuarse. 305 g de O2 iniciales – 57.07 de O2 calculados = 252.93 g deben desalojarse.
201
Ejercicio Nº 10.7 Para disminuir la contaminación ocasionada por los automotores se utilizan convertidores catalíticos, cuya función es oxidar el CO a CO2 y reducir el NO a N2: 2 CO(g) +
2 NO(g)
m 2 CO2(g)
+
N2(g)
De acuerdo a la ecuación descrita ¿qué volumen de monóxido de nitrógeno debe ingresar al convertidor catalítico para producir 120 litros de nitrógeno gaseoso? Análisis: Dado que se trata de volúmenes y es de suponer que las condiciones de presión y temperatura son iguales para todos los gases, la mejor manera de resolver este ejercicio es establecer la relación volumétrica de acuerdo a la ecuación. Solución: De acuerdo a la ecuación: 2 CO(g)
+ 2 NO(g)
m
2L
2 CO2(g)
+
N2(g) 1L
Tenemos que por cada 2 litros de NO se produce 1 litro de N2, esta relación se aplica para calcular la cantidad de NO necesaria para obtener 120 litros de N2. 120 litros de N2 x
2 litros NO 1 litro N2
= 240 litros de NO
Ejercicio Nº 10.8 En un matraz de 250 mL se encuentra 0.411 g de cierto gas que ejerce una presión de 0.983 atm a 18.2ºC. Determine la masa molecular y a partir de ello identifique el elemento del que se trata. Análisis: En vista de que se conocen los datos de temperatura, presión, volumen y masa, se recurre a la ecuación de estado, que relaciona los cuatro parámetros indicados, para poder determinar la masa molecular del gas, finalmente se consulta la tabla periódica para determinar el elemento, cuya masa molecular se busca calcular.
202
Solución: m , se logra M la expresión que vincula todos los datos, que nos llevan a determinar la masa molecular: A partir de la ecuación de estado de los gases ideales pV = nRT y la relación n =
M= Datos:
mRT pV
V = 250 mL = 0.250 L p = 0.983 atm T = 18.2ºC + 273 = 291.2 K atm L
M=
mRT = pV
0.411g x 0.082 mol K x 291.2 K 0.983 atm x 0.25 L
= 39.93
g mol
Con la ayuda de la tabla periódica, se determina que el elemento, cuya masa molecular es 39.9; es el argón.
Ejercicio Nº 10.9 Cuando se calienta 1.2 g de una mezcla de KClO3 y KCl, ésta se descompone y se obtiene 119 mL de O2(g), medidos a 22.4ºC y 738 mmHg. ¿Cuál es el porcentaje de KClO3 en la mezcla? Análisis: De las dos sustancias presentes en la mezcla, la única que se descompone para producir oxígeno es el KClO3, por lo tanto los 119 mL de oxígeno provienen del KClO3, los cuales los convertimos a moles a las condiciones de presión y temperatura indicadas; utilizando la ecuación de estado de los gases. Con ayuda de la ecuación química balanceada se calcula la cantidad de clorato de potasio necesaria para obtener los 119 mL de oxígeno. Finalmente se relaciona dicha cantidad con la masa inicial de la muestra y se determina el porcentaje. Solución: Escribimos la reacción de descomposición del KClO3. 2 KClO3 m 2 KCl + 3 O2 Datos: 1L VO = 119 mL x = 0.119 mL de O2 1000 mL 2
203
1atm
p = 738 mmHg x
= 0.971 atm
760 mmHg
T = 22.4ºC + 273 = 295.4 K n=
pV RT
=
0.971 atm x 0.119 L 0.082
atm L mol K
x 295.4 K
= 4.7 x 10–3 moles de O2
De acuerdo a la relación estequiométrica, se calcula la cantidad en gramos de KClO3. Moles de KClO3 = 4.7 x 10–3 moles de O2 x Porcentaje de KClO3 en la muestra =
2 moles de KClO3 3 moles de O2
masa de KClO3 masa de la muestra
x
x 100 =
122.55 g de KClO3 1 mol de KClO3 0.384 g 2.65 g
= 0.384 g de KClO3
= 14.49%
Ejercicio Nº 10.10 Una muestra de 2.65 g de un compuesto gaseoso ocupa un volumen de 428 mL a 24.3ºC y 743 mm de Hg. La composición porcentual en masa del compuesto es 15.5% de carbono, 23% de cloro y 61.5% de flúor. ¿Cuál es la fórmula molecular? Análisis: La muestra gaseosa contiene los elementos carbono, cloro y flúor en los diferentes porcentajes que se indican; por lo tanto, estos elementos serán los que deben estar presentes en la fórmula molecular. Previamente se requiere conocer la fórmula empírica, cuyo procedimiento para el cálculo ya se ha indicado en el capítulo 7; y la masa molecular del gas, que se la obtiene aplicando la ecuación de estado de los gases ideales para finalmente determinar la fórmula molecular del gas. Solución: El primer paso es determinar la cantidad en gramos de cada uno de los elementos presentes en la muestra considerando el porcentaje y luego se debe convertir la masa a moles: masa del elemento x 100; masa total Porcentaje en masa x masa total Masa del elemento = 100 Porcentaje en masa =
204
Masa de carbono =
1 mol de C 15.5 x 2.65 g = 0.411g; Moles de C = 0.411 g de C x = 0.0342 12.011 g de C 100
Masa de cloro =
23 x 2.65 g = 0.610 g; 100
Moles de cloro = 0.610 g de Cl x
Masa de flúor =
61.5 x 2.65 g = 1.629 g; 100
Moles de flúor = 1.629 g de F x
1 mol de Cl = 0.0172 35.45 g de Cl 1 mol de F = 0.0857 18.99 g de F
Para encontrar la relación de los átomos de carbono, cloro y flúor en la fórmula empírica se divide la cantidad en moles de cada elemento para el número más pequeño de moles: 0.0342 moles de C 0.0172 moles de Cl
= 1.988
0.0857 moles de F 0.0172 moles de Cl
= 4.98
0.0172 moles de Cl 0.0172 moles de Cl
= 1.00
La formula empírica es: C2ClF5, cuya masa molecular es de 154.47 uma. Para determinar la fórmula molecular hay que calcular la masa molar utilizando la ecuación de estado. atm L
Masa molar =
mRT = pV
2.65 g x 0.082 mol K x (24.5 + 273.15K) 743 mmHg x
1 atm 760 mmHg
x 0.428 L
= 154.47
g mol
Dado que la masa calculada de un mol del gas y la masa molecular de la fórmula empírica coinciden, podemos concluir que la fórmula molecular es la misma fórmula empírica.
205
10.8
Ejercicios para resolver 1.
Un gas ideal se comprime desde 2.5 L a 1.5 L y se calienta desde 25ºC hasta 50ºC. Si su presión inicial es de 1.10 atm, ¿cuál será su presión final?
2.
Si una muestra de un gas ideal que está a 750 torr y 10ºC cambia su temperatura a -30ºC. ¿Cuál será la presión final en atmósferas? Suponga que el volumen no cambia.
3.
Una cierta masa de gas ocupa 10 litros en condiciones normales de presión y temperatura. ¿Qué volumen ocupará cuando se enfríe a -30ºC a presión normal?
4.
¿Qué volumen de aire medido a 22ºC y 745 mmHg se requiere para la combustión completa de 1 litro de metano CH4, comprimido a 22ºC y 3.55 atm?. El aire contiene 21% en volumen de oxígeno. Escriba y ajuste primero la ecuación.
5.
En un recipiente se guardan 12 litros de un gas a 2.5 atm. ¿Cuál sería el nuevo volumen si la presión fuese de 3800 torr y la temperatura se mantiene constante?
6.
Una reacción para obtener amoniaco a nivel de laboratorio se plantea mediante la siguiente ecuación escrita: Nitruro de magnesio(s)
+ agua(l) m hidróxido de magnesio(s)
+ amoniaco(g)
Escriba y ajuste la ecuación y luego determine la masa de nitruro de magnesio necesaria para obtener 22.4 L de amoniaco a 25ºC y 760 mmHg. 7.
Un globo con un volumen de 2.5 L contiene gas helio a 25ºC y 792 mmHg. ¿Cuál será el volumen si la presión cambia a 620 mmHg y la temperatura a 30ºC?
8.
¿Cuántos litros de H2(g) en condiciones estándar se obtienen por gramo de aluminio consumido según la siguiente reacción?
Al(s) + HCl(ac) → AlCl3(s)
+ H2(g)
No olvide ajustar la ecuación. 9.
El formaldehído CH2O se prepara a partir del metanol CH3OH sobre un catalizador de cobre, según la siguiente reacción:
206
CH3OH(g)
→ CH2O(g) + H2(g)
Mediante la reacción indicada, se obtuvo 2.50 litros de formaldehído a 25ºC y 689 torr. ¿Cuánta cantidad en gramos de metanol se consumió? 10.
Una muestra de 1.28 g de un líquido incoloro se vaporizó en un recipiente de 250 mL a 121ºC y 786 mmHg. ¿Cuál es la masa molecular de la muestra?
11.
El clorometano (CH3Cl) es un gas incoloro de olor agradable que se descompone sobre los 48°C, por cuya razón se mantiene una muestra de 40 g en un recipiente cerrado de 4 litros. ¿Cuál es la presión que debe mantenerse en el recipiente para impedir la descomposición?
12.
El metanol- CH3OH; conocido también como alcohol de madera, se quema formando dióxido de carbono en forma de gas y vapor de agua. Plantee la ecuación, realice el ajuste y los cálculos necesarios para resolver las siguientes interrogantes: (R = 0.082 atm L/ mol K). ¿Cuantos moles de CO2 se forman a partir de 40 L de metanol en condiciones normales? ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso se requieren para formar 80 L de vapor de agua en condiciones de laboratorio (298K)? ¿Cuántos litros de vapor de agua se producen cuando reaccionan 120 g de metanol?
13.
¿Cuál es la densidad expresada en gramos por litro de CO2 (g) a 45 °C y 730 mmHg?
14.
¿Cuál de los siguientes gases tiene mayor densidad en condiciones estándar? NO2
PF3
Cl2
CH4
SO3
15.
Un cilindro de gas de 50.0 L contiene 275 g de O2 (g) a 30°C . ¿Cuántos gramos de oxígeno deben abandonar el cilindro para que la presión se reduzca a 1.50 atm a la misma temperatura?
16.
Cuando se calienta 1.0 g de una mezcla de clorato de potasio y cloruro de potasio, ésta se descompone produciendo 120 mL de oxígeno gaseoso medidos a 20.0 °C y 700 mm Hg. ¿Cuál es el porcentaje de clorato de potasio en la mezcla inicial?
207
17.
18.
Complete los datos que faltan en la siguiente tabla para cada una de las muestras de gases Parámetro
Unidades
Gas 1
Gas 2
Presión
atm
2.1
Volumen
L
3.0
2.0
Temperatura
K
273
300
Masa
g
Masa molecular
uma
28
Nro de moles
mol
0.286
Densidad
g/L
Gas 3 5.47 1.5
4.0 32
40 0.25
2.13
Un volumen de 12 litros de butano se queman con oxígeno y se produce dióxido de carbono y agua. Calcular el volumen en condiciones normales y la masa de dióxido de carbono que se desprende. Determinar además, el volumen de aire que se requiere en condiciones estándar para la combustión de completa de 15 kg de butano C4H10. La composición del aire es 78,08 % de N2 y 20,94% de O2 y 0,98% de otros gases.
19.
El triyoduro de hierro se obtiene a partir de la reacción del trioxocarbonato (IV) de hierro (III) con yoduro de hidrógeno. Plantee la ecuación y ajústela, luego calcule la cantidad de trioxocarbonato (IV) de hierro (III) y yoduro de hidrógeno que se requieren para formar 100 g de triyoduro de hierro, si la reacción se realiza en forma completa. ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene en condiciones estándar cuando se usa 350 g de Fe2(CO3)3?
20.
Cuando el carburo de aluminio se pone en contacto con el agua, éste se descompone en hidróxido de aluminio y gas metano. Plantee y ajuste la ecuación, luego calcule la cantidad de carburo de aluminio que se necesita para obtener 50 litros de metano medidos a 20ºC y a una presión de 600 mm de mercurio.
208
RESPUESTAS Capítulo 2 5) 1 mezcla heterogénea; 2 mezclas homogéneas; un compuesto; un elemento. 6) 4 cambios químicos y 4 cambios físicos; 7) 5 propiedades químicas, 3 propiedades físicas; 10) 27.03 g de cloro; 11) 29.81 g ZnS; 12) 41.72 g; 13) 35.00 g de CO2.
Capítulo 3 2) 1 elemento, 2 compuestos, 4 mezclas homogéneas y 1 mezcla heterogénea; 6) 1:1, 1:2, 1:3, 1:4, 1:5 y 1:7; 8) sí cumple ; 9) a) A y C son los mismos compuestos, b) A y B, B y C; 10) todas.
Capítulo 4 2) a y h son incorrectos; 3) todos son correctos; 4) calcio; 5) magnesio con una masa atómica promedio de 24.31 uma; 6) c; 7) e; 8) Co2+ = [Ar] 4s2 3d5, Ni2+ = [Ar] 4s23d6, Fe3+ = [Ar] 4s23d3, Cu1+ = [Ar] 4s23d8, Cr3+ = [Ar] 4s23d1; 9) flúor;; 10) manganeso; 11) A corresponde al elemento azufre, B al sodio y C al cloro.
Capítulo 5 4) Estaño y estroncio; 5) Tres lantánidos, cinco metales de transición y dos metaloides; 6) estado gaseoso; 7) opción c; 8) opción b; 9) oxígeno, azufre y selenio; 10) azufre.
Capítulo 6 2) +2, +4, +1, +5, +2, +5; 3) SeO2, CuClO3, Li2S, ZnCl2, La2O3; 5) peryodato de cobre(I); 6) CuSO4, Ca(IO)2, NaHCO3, (NH4)3PO4; 7) hidruro de calcio; 10) SnF2, CaCO3, Fe(NO3)2, Cr2(SO4)3, Ca(HCO3)2, HClO, HOOC-COONH4, CH3-COOK, Cu(MnO4)2, Na2CO3 . 10 H2O.
209
Capítulo 7 1) C6H8O7; 2) SO2; 3) Cr2O3; 4) HgCl2; 5) CoCl2, 6H2O; 6) 7.81% de cobre; 7) 55 uma; 8) 2.47x1025 átomos; 9) 63.71%; 10) 1440.0 g; 11) 7.72 x 1023 átomos de calcio; 12) 80.50 g.
Capítulo 8 1) 2-3 → 1-6;; 2)1-3 → 2-3;; 3) 4-2-15 → 2-2;; 4) 3-8-5-2 → 3-8;; 5) 2-1 → 1-1-2;; 6)1-1-4 → 1-2-2;; 7) 3-6-1 → 3-1-3.
Capítulo 9 11) 425.4 g de cloro gaseoso; 12) el reactivo limitante es el oxígeno; 13) el reactivo limitante es el F2, el rendimiento teórico es 4.77 moles de ClF3 y el rendimiento porcentual es 94%; 14) 91 g de N2 y 3.91 x 1024 átomos de nitrógeno; 15) 3.98 x 1025 átomos de carbono; 16) 48 g de azufre; 17) 72.39 g de SiO2; 18) 8.79 g de KNO3; 19) 13 622 g de HNO3; 20) a) 2.34 moles de O2, b) 74.88 g de O2, c) 1.25 moles de metanol, d) 40 g de metanol.
Capítulo 10 1) 1.99 atm; 2) 0.847 atm; 3) 8.9 L; 4) 34.49 L de aire; 5) 6.0 L; 6) 46.24 g de Mg3N2; 7) 3.14 L; 8) 1.3575 L de H2; 9) 2.97 g de metanol; 10) 160 g/mol.
210
