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2017

Etapa Presencial Ingreso 2017

MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2017

FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS –

UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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ETAPA PRESENCIAL: MÓDULO QUÍMICA

INGRESO 2017

“Aprende de quienes pueden enseñarte. No existe nadie tan sabio que no pueda aprender

algo nuevo. Como tampoco persona tan pobre que no tenga algo para enseñar. ¡Aprende!

Pero sobre todo aprende a vivir. ¡Enseña! No permitas que la vida te pase a vos sin que la

vivas”

Autor anónimo.

“El buen profesor ya no está en un estrado, bombeando conocimientos a alta presión en el

interior de receptáculos pasivos… Es un alumno veterano ansioso por ayudar a sus

noveles”

William Osler

Bienvenido/a a esta nueva etapa, estamos aquí para acompañarte.

Dr. Exequiel Porta

Lic. Abel Arroyo Aguilar

Coordinadores del Módulo




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a química es una de las ciencias que se ocupa del estudio de la

naturaleza y se haya en íntima relación con la física, las

matemáticas, la biología y la geología. Es la ciencia que se

encarga del estudio de la composición, la estructura y las propiedades de

la materia y los cambios que ésta sufre. La historia de esta ciencia es

demostrativa de la capacidad de progreso del hombre.

La química nació con el descubrimiento del fuego, ya que con él

pudieron trabajarse los metales y así se conocen objetos de oro de una

época anterior a los 5000 años antes de Cristo (a. de C.). La plata

comenzó a utilizarse más o menos por la misma época y el cobre comenzó

a utilizarse siglos más tarde, hacia el año 4000 a. de C., dónde se

estableció la Edad de Bronce. En el Egipto de las antiguas dinastías y en

los inicios de la civilización griega, el bronce (aleación de cobre y estaño)

equivalía al hierro de la revolución industrial. Los fenicios adquirieron

gran prestigio como artesanos del bronce. Luego, hacia el año 1200 a. de

C., provino la Edad de Hierro, cuando el hombre aprendió a trabajar este

metal al fuego.

De todas las antiguas civilizaciones, la más avanzada en las técnicas

químicas fue la egipcia. Los egipcios fabricaron vidrios y esmaltes,

emplearon el cuero, la lana, el algodón y el lino que teñían con colorantes

de varios tipos fabricados por ellos mismos como el índigo y la púrpura.

También elaboraron perfumes, bálsamos venenos y jabones entre otras

cosas.

Hacia el siglo VI a. de C. las ciencias estaban sometidas a la

influencia de los mitos, pero por esa época surgió un movimiento

intelectual griego en donde se abordaron los problemas fundamentales de

la naturaleza y la materia. Se propuso entonces que existía un principio

permanente de carácter material: para Mileto (624-565 a. de C.) ese

principio era el agua, para Anaxímenes (585-524 a. de C.) era el aire y

para Efeso (540-475 a. de C.) era el fuego. Poco después, Empídodes de

Agrigento (500-430 a. de C.) señaló que todos aquellos elementos más la

tierra, constituían los fundamentos del principio único de todo. La teoría

de los cuatro elementos fue aceptada por Aristóteles (384-322 a. de C.).

Poco tiempo después (o incluso por esa misma época) otros dos

filósofos señalaron que la materia era discontinua y que estaba formada

por átomos (el ser) y por vacío (el no- ser). La existencia del vacío entre

los átomos era para ellos el factor que explicaba el movimiento. Sin

embargo, el átomo desapareció como realidad hasta el siglo XVII.

Luego existe un gran lapso de tiempo sin grandes cambios

significativos en las formas de pensar y en los aportes a la, por ese

entonces “desconocida”, química.

L




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Durante la Edad Media, especialmente entre los siglos V y XI, la

ciencia fue oscurecida por las inquietudes religiosas. Sin embargo, en el

siglo VII, la ciencia reapareció de la mano de los árabes, quienes había

acumulado los antiguos conocimientos de los egipcios y de la filosofía

antigua a través de la escuela alejandrina, fundando una práctica: la

alquimia, el precedente de la química. Los alquimistas consideraron los

metales como cuerpos compuestos, resultantes de dos propiedades

comunes: el mercurio, que era lo “metálico” y el azufre, que era lo

“combustible”. Posteriormente consideraron un tercer principio, la sal

considerada como la “solidez”. Inmediatamente consideraron la idea de

conseguir la transmutación de los metales (transformación de algo en

otra cosa) mediante la combinación de aquellos tres principios con el fin

de generar oro a partir de metales más accesibles y baratos. Esta

transformación sólo podría llevarse a cabo en presencia de los que los

alquimistas denominaron la piedra filosofal. La historia de la alquimia es

fundamentalmente la historia de la búsqueda de la piedra filosofal.

Los trabajos de los alquimistas, aunque infructuosos en el

descubrimiento de la piedra filosofal, produjeron indudables progresos a

la química, puesto que descubrieron cientos de nuevas sustancias,

inventaron aparatos útiles y desarrollaron técnicas empleadas tiempo

después por los químicos.

En el año 1661, Robert Boyle (1627-1691) rompió la tradición

alquimista dado que formuló el concepto de elemento químico, que definió

como “aquellos cuerpos primitivos y simples que no están formados por

otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se

componen y en que se resuelven en último término todos los cuerpos

perfectamente mixtos”. Es decir, Boyle refutó el concepto griego de los

cuatro elementos y en su lugar propone que los elementos debían

definirse como sustancias que no pueden descomponerse en otras más

simples.

Luego surgió un nuevo impedimento para el desarrollo de la química

que fue un concepto expuesto por un médico alemán, G. Stahl (1660-

1734) para explicar el fenómeno de combustión (el acto de quemar).

Stahl sostuvo que todas las sustancias que podían quemarse contenían un

componente llamado flogisto que era liberado al aire cuando se quemaban.

Esta teoría expuesta por Stahl se difundió ampliamente.

La química moderna nace en el año 1772 cuando un francés llamado

Antoine Lavoiser comenzó a experimentar con la combustión. El pesaba

los objetos antes y después de la combustión y así observó que al

quemarse los objetos ganaban peso y observó también que si la

combustión se realizaba dentro de un recipiente cerrado el peso del




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objeto no cambiaba, aunque cambiase su forma. Entonces, según esto no

había existencia del flogisto. El observó, por el contrario, que si la

combustión se realizaba en presencia de aire, los elementos tomaban algo

de él y, era el mismo peso que el que perdía el aire.

Así, Lavoisier propuso que el aire no recibía el flogisto del objeto

quemado, sino que aportaba oxígeno incorporándolo al mismo.

El método científico

Para saber y entender qué es el Método Científico, partiremos con

una definición de la Enciclopedia Británica:

"El método científico es un término colectivo que denota los

diferentes procesos que ayudan a construir la ciencia".

A esta definición, se puede agregar que el método científico sirve

para entender la naturaleza de la ciencia y tiene su fundamento en la

observación del mundo que nos rodea. Alan E. Nourse, autor inglés de

ciencia ficción (1969), se refiere al método científico en los siguientes

términos:

"...No hay magia en un método que nos sirve para descubrir la verdad, es

tan simple y lógico para nosotros los científicos que lo usamos

cotidianamente para la resolución de nuestros problemas diarios..."

Esta aseveración nos permite realizar una reflexión: ¿Es tan simple

y lógico...?, ¿Realmente, lo usamos en la resolución cotidiana de

problemas?

Antes de que se concibiera el método científico, la acumulación de

conocimientos se hacía a partir de la meditación y observaciones

casuales. Debieron pasar siglos para darse cuenta de que este camino era

un callejón sin salida que no producía más que preguntas equivocadas. Y no

fue hasta que se estableció el método científico, que la ciencia inició su

crecimiento y se empezó a expandir nuestro conocimiento de las leyes

naturales. Es un método imperfecto, pero lo suficientemente exitoso

como para que todos los campos lo hayan adoptado, excluyendo

prácticamente cualquier otro método de solución de problemas.

Hoy, se puede afirmar que el método científico es un proceso

creativo de resolución de problemas y en general consta de las siguientes

partes o etapas:




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1. Idea, observación.

2. Reconocimiento del problema y evaluación de evidencias.

3. Formulación de hipótesis: generación de soluciones creativas y

lógicas.

4. Formulación de objetivos y métodos. Experimento controlado.

5. Prueba de hipótesis, experimentación, recolección de datos y

análisis de resultados.

6. Juicios y conclusiones sobre procedimientos, resultados y teorías

comparación de resultados con hipótesis).

7. Publicación de los resultados y descubrimientos.

La observación conduce a la identificación y resolución de problemas.

Una vez que éstos están claramente delimitados, es inevitable la

postulación de hipótesis, es decir, de explicaciones tentativas y

provisorias de las situaciones problemáticas. La hipótesis, es necesaria

ponerla a prueba, para lo cual se utilizan y diseñan experimentos. El

experimento proporciona evidencias (datos experimentales), que

permiten apreciar si se cumplen o no las predicciones derivadas de la

hipótesis. El análisis y la interpretación de los datos experimentales

finalmente llevan al científico a la elaboración de las conclusiones

referentes a la validez de la hipótesis. Usualmente, en la literatura se

encuentran algunos de los atributos personales y de razonamiento

deseables para una aplicación exitosa del método científico:

Honestidad, búsqueda, persistencia, creatividad

Comunicación, sensibilidad, razonamiento lógico

Reconocimiento de patrones, observación, abstracción

Generalización, clasificación, organización, control de variables

Planeación, predicción, visualización, definición

Toma de decisiones, medición, evaluación

Hoy en día, podemos afirmar que el método científico es el

instrumento más poderoso de la ciencia; simplemente se trata de aplicar

la lógica a la realidad y a los hechos que observamos. El método científico

sirve para poner a prueba cualquier supuesto o hipótesis, examinando las

mejores evidencias que se cuentan, ya sea a favor o en contra.




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Un ejemplo Práctico:

Digamos que se desea verificar, de una vez por todas, si la

Astrología (práctica que agrupa a toda la población humana en doce tipos

de personalidad según su día de nacimiento, entre otras cosas) funciona o

no. Apliquemos el método científico para saber si es así o no lo es. Para

hacerlo, debemos seguir los siguientes pasos:

Percibir el problema. Ya lo hicimos. La astrología define doce

grupos de personalidad según su signo zodiacal (queremos saber si en

verdad se puede clasificar a la gente de esta manera).

Eliminar los prejuicios. Por lo general, el método científico tiende a

eliminar el plano subjetivo en la interpretación de la realidad, pero aun así

se recomienda tomar en cuenta este paso. Un prejuicio es sencillamente

cualquier opinión que se tenga de algo, antes de someterlo a juicio, en

nuestro caso, creer que la astrología sí funciona sólo porque la mayoría de

la gente dice que funciona, o creer que no funciona porque escuchaste a

un científico decir que no tiene ninguna base racional, son prejuicios. Si

deseás probar algo, debés tomar una actitud imparcial y atenerte sólo a

los hechos.

Identificar y definir el problema. Veamos nuestro problema con

más precisión. Según los astrólogos, se pueden definir doce rasgos de

personalidad según el signo zodiacal en el que han nacido. Es decir, si sos

Cáncer tenés una personalidad solitaria, si sos Aries sos juguetón, si sos

Piscis te gusta conversar, etcétera. En definitiva: Queremos conocer si el

signo zodiacal influye en la personalidad de uno.

La hipótesis. Propongamos una solución a nuestro problema (aquella

que creas más conveniente), en nuestro caso proponemos que el signo

zodiacal sí influye de manera determinante en la personalidad de cada

individuo. Recordá que la hipótesis siempre debe ser formulada de tal

modo que pueda prever una respuesta (sí o no).

Verificación de la hipótesis mediante la acción. Ahora comienza lo

divertido, aunque muchas veces lo más difícil.

Debemos encontrar hechos observables que permitan confirmar

nuestra hipótesis. Se nos pueden ocurrir muchas maneras de verificar la

hipótesis, siempre debemos tratar de escoger aquellos que no nos

proporcionen resultados ambiguos ni incompletos. Es muy importante

diseñar un experimento que pueda ser repetido por cualquier otra




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persona, ya que un descubrimiento científico no tiene validez hasta que

ha sido replicado por otro científico. Para nuestro caso, podemos emplear

el mismo método usado por James Randi hace ya varios años:

Conseguí una carta astral de cualquier persona de algún signo

zodiacal donde se describa la personalidad del sujeto (si no podés

encontrar una, podés buscar en los horóscopos de revistas o diarios),

asegurate de mantener esto en secreto. A continuación, entregá

individualmente a todos tus familiares, amigos y compañeros una copia de

esta carta astral asegurándoles que fue hecha especialmente para él o

ella. Luego de que la lean, pediles que te digan si lo escrito concuerda con

su personalidad.

Si encontrás que alrededor de una de cada doce de las personas

entrevistadas (recuerdá, son doce signos zodiacales) confirman que el

contenido de la carta astral coincide con su personalidad, entonces has

encontrado una correlación poderosa. Tal vez la astrología tenga bases

científicas. Ahora debés seguir diseñando nuevos experimentos para

confirmar lo encontrado, de manera que tus resultados no sean sólo datos

aislados y que pueden tener errores experimentales.

Si encontrás otra proporción, ya sea que todos tus entrevistados, o

ninguno de ellos, asegura que la carta astral describe muy bien su

personalidad, entonces estás en camino de refutar tu hipótesis. Tal vez la

astrología sólo es un montón de conocimientos sin fundamentos que no

funciona como dice. En cualquier caso, debés seguir con la

experimentación, implementando nuevas ideas y nuevos diseños.

¿Te interesa saber qué pasó con el experimento de Randi? Bueno,

luego de entrevistar a cientos de personas, se comprobó que más del

ochenta por ciento de la gente creía que la carta astral estaba

especialmente diseñada para él o ella, cuando en realidad era la misma

para todos. Resultado final, hemos comprobado que la Astrología es un

mito, pues no tiene base científica que la sustente.

¿Por qué es importante la publicación de los resultados?

1) Los resultados del experimento avalan la experiencia del

comportamiento.

2) Los resultados conllevan a cambiar la explicación.




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Es el juicio de la comunidad científica el que decide entre las diferentes

teorías expuestas por los científicos. La autoridad de la ciencia no se

basa fundamentalmente en el trabajo individual, sino en el hecho de que

otros puedan repetir los experimentos y obtener los mismos resultados.




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La materia y sus propiedades

Materia y cuerpo Llamamos materia a todo aquello que posee masa y ocupa un lugar

en el espacio, es decir, aquello que compone el universo. Por ejemplo:

agua, arena, aire, etc. Un cuerpo se puede definir como una porción

limitada de materia, como una tiza, una barra de hierro, un vaso con agua,

etc.

Propiedades de la materia

Son todas aquellas cualidades que permiten caracterizar a la materia.

Se clasifican en tres grupos:

Organolépticas: son aquellas propiedades que pueden ser captadas

a través de los sentidos, por ejemplo: color, olor, sabor, etc.

Intensivas: son aquellas que no varían con la cantidad de sustancia

considerada, por ejemplo: color, densidad, punto de fusión, punto de

ebullición, etc.

Extensivas: son aquellas que varían con la cantidad de sustancia

considerada, por ejemplo: masa, volumen, peso, etc.

Podemos entonces definir sustancia como la materia con las mismas

propiedades intensivas, por ejemplo: el agua, la madera, etc.

Estados de agregación de la materia

Existen tres estados de agregación de la materia (sólido, líquido y

gaseoso) con las siguientes características:

a) Sólido

poseen forma y volumen propios.

sus moléculas se disponen en orden regular (estructura cristalina).

son incompresibles.

predominan las fuerzas de atracción intermolecular sobre las de

repulsión.

b) Líquido

poseen volumen propio.

no poseen forma propia sino que adoptan la forma del recipiente que

los contiene.

sus moléculas no se hallan en ordenación regular.

son difícilmente compresibles.




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las fuerzas de atracción intermoleculares equilibran a las de

repulsión.

poseen superficie libre plana y horizontal.

c) Gaseoso

no poseen forma ni volumen propios, adoptan las del recipiente que

los contiene.

poseen mucha movilidad molecular.

son fácilmente compresibles.

no poseen superficie libre.

las fuerzas de repulsión intermoleculares predominan sobre las de

atracción.

Cambios de estado

Los cambios de estado son transformaciones físicas en las cuales la

materia cambia de estado de agregación, mediante una transferencia o

intercambio de energía (calor). Durante dichas transformaciones, la

temperatura del sistema permanece constante, denominándose Punto de

Fusión, Punto de Ebullición, etc.

A los cambios de estado que se producen por absorción de calor se los

denomina cambios progresivos. A los que se producen con

desprendimiento de calor se los denomina regresivos.

Ejercicio 1: clasifique los cambios de estado de la materia indicando

cuáles son progresivos y cuáles regresivos.

Sistemas materiales Se denomina sistema material a un cuerpo o conjunto de cuerpos

aislados para su estudio, es decir, una porción de universo aislada en

forma real o imaginaria. Se pueden clasificar según dos criterios:

1) Según su composición:




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Homogéneos: son aquellos que poseen las mismas propiedades

intensivas en cualquier punto del sistema. Ejemplo: agua, alcohol, aire,

etc.

Heterogéneos: son aquellos que poseen propiedades diferentes en

dos o más puntos del sistema; presentando superficies de

discontinuidad (interfases). Ejemplo: agua con dos cubos de hielo, agua

y arena, etc.

Inhomogéneos: son aquellos que poseen propiedades intensivas

diferentes en por lo menos dos puntos del sistema pero sin superficies

de discontinuidad. Ejemplo: agua de mar, aire atmosférico, etc.

2) Según el intercambio con el medio ambiente:

Abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía con el

medio ambiente. Por ejemplo una pava con agua hirviendo.

Cerrados: son aquellos que solo intercambian energía con el medio

ambiente. Por ejemplo, una lamparita encendida.

Aislados: son aquellos que no intercambian ni materia ni energía con

el medio ambiente. Por ejemplo, un termo cerrado.

Fase:

Es cada uno de los sistemas homogéneos que componen un sistema

heterogéneo, separados por superficies de discontinuidad, denominadas

interfases. Un sistema heterogéneo puede ser bifásico, trifásico,

tetrafásico, etc.

Por ejemplo, supongamos tener un sistema material formado por agua,

arena, aceite, 2 clavos de hierro y 2 cubos de hielo: es un sistema

heterogéneo formado por 5 fases (hielo, aceite, agua, hierro, arena) y 4

componentes (agua, aceite, hierro y arena).




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Ejercicio 2. Clasifique los siguientes sistemas materiales según el

intercambio con el medio ambiente:

1) Una lata de gaseosa

2) Una heladera cerrada

3) Una conservadora

4) Un parque

5) Un termo

6) Una botella con agua

Ejercicio 3. Clasifique el siguiente sistema material, indicando tipo de

sistema y fases: dos clavos de hierro, arena, alcohol, agua y sal disuelta

dentro de un recipiente sin tapa.

Separación de Fases

Existen varios métodos mecánicos para separar las fases de un sistema

heterogéneo, dependiendo del estado de agregación de cada fase:

Solubilización: consiste en disolver uno de los componentes de una

mezcla sólida, por ejemplo, arena y sal. Se agrega agua caliente,

disolviéndose la sal y permaneciendo la arena insoluble. Para la

separación final del sistema se emplea el método siguiente.

Filtración y Evaporación: consiste en filtrar el componente

disuelto en el punto anterior y recuperarlo (arena y agua salada). Al

filtrar, pasa el agua salada a través del filtro y queda la arena retenida

en éste. Luego se evapora el agua quedando la sal en estado sólido en el

fondo del recipiente.

Decantación: permite separar un sólido insoluble en un líquido (por

ejemplo, agua y arena) o dos líquidos inmiscibles de diferente densidad

(por ejemplo, agua y aceite). El componente más denso se ubica en la

parte inferior del recipiente. Como puede verse en la figura más

adelante, esto puede realizarse volcando el líquido sobrenadante en el

primer caso o por medio de una ampolla de decantación en el segundo

caso.

Centrifugación: es una decantación acelerada por fuerza

centrífuga. Por ejemplo, si colocamos tinta china en un aparato

denominado centrífuga, al girar a gran velocidad, decantan las

partículas de carbón suspendidas obteniéndose las dos fases




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separadas: agua y carbón. Para la separación completa, puede

realizarse posteriormente una filtración o decantación.

Levigación: se emplea para separar dos sólidos por arrastre con

corriente de agua. Por ejemplo, una mezcla de corcho y arena puede

separarse haciendo circular a través de él, una corriente de agua que

arrastra el corcho mientras la arena permanece en su lugar.

Tamización: se utiliza para separar dos sólidos de diferente tamaño

de partícula pasándolo a través de una tela denominada tamiz. Por

ejemplo al tamizar sal fina y azúcar, como los cristales de sal son más

pequeños que los de azúcar, pasan a través del tamiz mientras que los

cristales de azúcar quedan retenidos.

Sublimación: se emplea para separar un sólido volátil de otro no

volátil por sublimación. Por ejemplo, al calentar una mezcla sólida de

yodo y arena, el primero volatiliza y puede recuperarse colocando

sobre la mezcla una superficie fría sobre la cual condensa el vapor de

yodo.

Tría: para separar cuerpos sólidos grandes mediante pinzas. Por

ejemplo, para separar trozos de corcho, cubos de hielo, clavos, etc.

Imantación: se emplea para separar sólidos magnéticos de otros

sólidos no magnéticos, como por ejemplo, limadura de hierro y arena. Al

acercar un imán al sistema, éste retiene las partículas de limadura de

hierro y puede decantarse la arena.

En la figura siguiente se muestran algunos de los métodos empleados

en la separación de fases:




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Mecanismo Secuencial Separativo

Veamos como se plantea esquemáticamente la separación de un sistema

material. Supongamos que el sistema está formado por arena, sal,

limadura de hierro, limadura de aluminio y canto rodado.

Ejercicio 4: Proponga un mecanismo secuencial separativo para el

siguiente sistema material: Arena, tres clavos de hierro, sal fina,

limadura de hierro, limadura de cobre y naftalina molida.

Dispersiones Son sistemas heterogéneos bifásicos en los cuales el componente que

está en mayor proporción se lo denomina fase dispersante, y el de menor

proporción, fase dispersa. De acuerdo al estado de agregación de cada

fase se clasifican en:

Arena, Sal, Corcho,

Limadura de Fe,

Limadura de Al

Limadura de Fe

Arena, Sal, Corcho,

Limadura de Al

Imantación

Arena, Sal,

Limadura de Al

Corcho Tría

Arena, Limadura de

Al, Agua salada

Solubilización

Arena, Limadura de Al Agua salada

Filtración

Sal Evaporación

Arena Limadura de Al

Tamización




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Nombre Fase

Dispersa

Fase

Dispersante

Ejemplo

Sol Sólido o Agregado Sólida Sólida Cuarzo, Rubí

Suspensión (Gel o

Sol)*

Sólida Líquida Tinta China

(gelatina)

Aerosol Sólido Sólida Gaseosa Humo

Emulsión Sólida Líquida Sólida Queso

Emulsión Líquida Líquida Leche

Aerosol Líquido Líquida Gaseosa Nubes

Espuma Sólida Gaseosa Sólida Piedra pómez

Espuma Gaseosa Líquida Cremas heladas * Cuando la gelatina está caliente tiene un aspecto líquido y el sistema se denomina sol.

Las dispersiones pueden clasificarse también según el tamaño de las

partículas que forman la fase dispersa en:

Dispersiones Groseras: la fase dispersa puede ser observada a

simple vista o por medio de una lupa. Por ejemplo, bebidas gaseosas,

talco y agua, azufre y limadura de hierro, etc.

Dispersiones Finas: son sistemas dispersos en los cuales la fase

dispersa no es observable a simple vista pero sí a través de un

microscopio. Dentro de este grupo se encuentran las suspensiones

como la tinta china y las emulsiones como la leche.

Dispersiones Coloidales o Soles: son sistemas heterogéneos en los

cuales la fase dispersa tiene un grado de división tal que solo puede

distinguirse a través del ultramicroscopio. En este aparato, la luz

incide lateralmente y las partículas suspendidas difunden la luz como

puntos luminosos (efecto Tyndall). Comprenden este tipo de

dispersiones los geles, el agua jabonosa, clara de huevo en agua, etc.

Dispersiones Moleculares: son sistemas dispersos que no pueden

distinguirse ni aún con el ultramicroscopio. Por lo tanto, se trata en

realidad de sistemas homogéneos y es el caso de las soluciones.

Sistemas materiales homogéneos Los sistemas homogéneos, de acuerdo a su composición, se clasifican en

sustancias puras y soluciones.




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1) Sustancias puras: son sistemas homogéneos con propiedades

intensivas constantes que resisten los procedimientos mecánicos y físicos

del análisis. Están formadas por una sola sustancia y presentan

propiedades características (propias y exclusivas) de ellas. Ejemplos:

agua, sal, etc. Las sustancias puras se clasifican a su vez en:

Sustancias Puras Simples: son aquellas que no pueden ser

separadas en otras sustancias. Constituyen este grupo las sustancias

elementales o elementos: Hidrógeno, Carbono, Azufre, Oxígeno, etc.

Sustancias Puras Compuestas: son aquellas que pueden originar a

través de reacciones de descomposición, sustancias puras simples. Es

el caso del agua, el dióxido de carbono, la sal, etc.

2) Soluciones: son sistemas homogéneos formados por dos o más

sustancias puras o especies químicas. El componente que esta en mayor

proporción, generalmente líquido, se denomina solvente o disolvente, y el

que esta en menor proporción soluto. Si un soluto sólido se disuelve en un

solvente líquido, se dice que es soluble, en cambio, si el soluto también es

líquido entonces se dice que es miscible.

Métodos de fraccionamiento: son procesos físicos de separación, que

permiten separar las soluciones en las sustancias puras que la componen

Destilación: consiste en transformar un líquido en vapor

(vaporización) y luego condensarlo por enfriamiento (condensación).

Como vemos, este método involucra cambios de estados. De acuerdo al

tipo de solución que se trate, pueden aplicarse distintos tipos de

destilación:

a) Simple: se emplea para separar el solvente, de sustancias sólidas

disueltas (solutos). Este método se aplica principalmente en procesos

de purificación, como por ejemplo, a partir del agua de mar puede

obtenerse agua pura destilando ésta y quedando los residuos sólidos

disueltos en el fondo del recipiente. En la figura siguiente se

representa un aparato de destilación simple utilizado comúnmente en

los laboratorios.




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b) Fraccionada: se emplea para separar 2 o más líquidos miscibles

de puntos de ebullición diferentes aunque cercanos. El líquido de menor

temperatura de ebullición destila primero. Para lograr obtener los

líquidos puros se emplean columnas fraccionadoras, deflegmadoras o

rectificadoras. Ejemplo: alcohol (78.5°C) y agua (100°C).

En procesos industriales, este procedimiento se lleva a cabo dentro de

grandes torres de acero, calefaccionadas por gas natural, fuel oil o vapor

de agua sobrecalentado. La condensación de los vapores producidos se

realiza en intercambiadores de calor o condensadores con agua fría o

vapor de amoníaco. Se emplean para obtener agua destilada,

fraccionamiento del petróleo en la obtención de naftas, aceites, gasoil,

etc.

Cristalización: se emplea para separar sólidos disueltos en solventes

líquidos. Puede hacerse por enfriamiento (disminución de solubilidad por

descenso de temperatura) o por calentamiento (disminución de capacidad

de disolución por evaporación del solvente).




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Cromatografía: se emplea para separar solutos sólidos disueltos en

solventes adecuados (cloroformo, acetona, tetracloruro de carbono, etc.).

Esta basado en la propiedad que tienen ciertas sustancias de absorber

selectivamente a determinados solutos. Una fase, por ejemplo sólida,

denominada fase fija absorbe los componentes de una mezcla. Otra fase,

denominada fase móvil (líquida o gaseosa), al desplazarse sobre la fase

fija arrastra los componentes de la mezcla a distinta velocidad, con lo

cual se separan. Existen distintas técnicas cromatográficas: en placa, en

papel, en columna (HPLG, SL, SG). En la figura siguiente se representan

dos técnicas cromatográficas sencillas:

La cromatografía en placa se emplea con fines cualitativos para

identificar sustancias, mientras que la cromatografía en columna, se

emplea cuantitativamente para separar sustancias. En la actualidad, se

emplean equipos sofisticados denominados cromatógrafos de alta presión

que mediante un sistema computarizado, identifican cuali y

cuantitativamente los componentes de una mezcla.

Ejercitación 1) Un sistema material está formado por alcohol, arena y limaduras de

hierro, indicar justificando:

a) si el sistema es homogéneo o heterogéneo.

b) cantidad de fases.

c) cantidad de componentes

d) los métodos de separación que se pueden utilizar para separar las

fases.




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2) Clasificar los siguientes sistemas en homogéneos y heterogéneos,

justificando la respuesta:

a) limaduras de aluminio y limaduras de hierro

b) azúcar y arena

c) tres trozos de hielo

d) aceite y aceite

e) azúcar parcialmente disuelta en agua

f) sal totalmente disuelta en agua

g) azufre en polvo y una barra de azufre

3) En un recipiente se colocan medio litro de agua, remaches de hierro y

aceite. Indicar que tipo de sistema es, cuantas fases posee, cantidad de

componentes y como se debe proceder, dando el nombre del método, para

separar las fases.

4) Proporcione ejemplos de un sistema material constituido por

a) dos fases y dos componentes

b) tres fases y tres componentes

c) cuatro fases y tres componentes

d) cuatro fases y cuatro componentes

5) Un sistema se forma con partículas de yodo, sal común de cocina, polvo

de carbón y limaduras de hierro. Proponga que métodos de separación

utilizaría para separar las fases constituyentes. Justificar.

6) Proponga el ejemplo de un sistema material heterogéneo que para

separar sus fases se utilicen los siguientes métodos de separación:

a) tría, atracción magnética y filtración

b) tría y levigación

c) sublimación, disolución y filtración

d) tamización y levigación

7) Caracterizar al sistema material constituido por un anillo de oro con

una esmeralda y ocho brillantes.

8) Indicar si los siguientes sistemas son homogéneos:

a. aire

b. agua y aceite

c. carbón y kerosén

d. agua y alcohol

e. leche




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f. acero

g. un vaso de whisky con hielo

9) Indicar en las siguientes proposiciones si son verdaderas o falsas.

Justificar la respuesta:

Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo.

Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo.

Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo.

Un sistema con varios componentes distintos debe ser

heterogéneo.

10) Nombrar todos los cambios de estado e indicar qué propiedad se

mantiene constante durante cada uno.

11) Indicar la/s opción/es correcta/s: Una solución necesariamente debe

poseer:

2 fases y 2 componentes

2 fases y 1 componente

1 fase y más de 1 componente

1 fase y 1 componente

más de 1 fase y más de 1 componente

propiedades físicas y químicas distintas en distintas porciones de

su masa

las mismas propiedades en toda su masa

Dar ejemplos de soluciones indicando el soluto y el solvente

12) Indicar en cada caso si se trata de un fenómeno físico o químico:

fermentación del vino

cocción del huevo

pulverización de una roca

calentamiento de Fe hasta 150 °C

quemar carbón

obtener cubitos de hielo

preparar una torta

preparar salmuera

13) Definir: Sustancia pura y mezcla. ¿Qué propiedades caracterizan a

una sustancia pura?

14) Explicar qué significa que una sustancia pura presenta "composición

definida".




22

15) Mencionar 5 ejemplos de sustancias puras y 5 ejemplos de mezclas.

16) Buscar la correspondencia y unir mediante flechas:

sistema homogéneo

- agua-alcohol sistema heterogéneo

- oxígeno-nitrógeno un solo componente

- oxígeno-ozono más de un componente

- tinta china sustancia pura

- hielo-agua solución

17) Completar los siguientes esquemas que representan cambios de estado

de la materia a nivel submicroscópico.

Fusión

Sólido Líquido

(S) (L)

Solidificación

................ .....................

(.....) (.....)

.....................

................ ..........

(...) (....)

................

................ ..................

(...) (....)

18) En un recipiente graduado se vierte agua líquida hasta que la marca

leída es de 25,0 mL. En su interior se coloca un collar de oro cuya masa es




23

de 25.1 gramos. El nivel del agua sube hasta llegar a 26,3 mL. Calcular la

densidad del oro.

19) Un estudiante de química buscó en un manual la densidad del magnesio

y la del dióxido de carbono a 25.0 ºC y 1.00 atmósferas (atm) de presión.

Anotó los dos valores pero se olvidó de indicar a cuál de las dos

sustancias (A o B) corresponde cada uno. ¿Podrías ayudar al estudiante a

identificarlos?

δA= 1,80 g/dm3 y δB= 1,84 g/cm3

19) El punto de fusión de una sustancia es de -102 ºC y su temperatura de

ebullición es de 68 ºC. Determinar en qué estado se encuentra la

sustancia:

a) a temperatura ambiente

b) a -150 ºC

c) a -102 ºC

d) a -100 ºC

e) a 70 ºC

f) a 68 ºC

20) Las siguientes propiedades fueron determinadas para un volumen

dado de mercurio. Indicar cuál/es de ellas es/son intensivas y cuál/es es

/ son extensivas.

Masa = 75 g Ebulle a 357 ºC

Densidad = 13.6 g/cm3 Suave

Volumen = 5.51 cm3 Es muy tóxico

Color = blanco plateado Insoluble en agua

Si su Punto de fusión = -38,40 ºC, a temperatura a ambiente es.......




24

Nomenclatura y formulación de las sustancias inorgánicas

Para poder estudiar Química General e Inorgánica es imprescindible

establecer un lenguaje específico que nos permita identificar las

sustancias a las que nos estamos refiriendo en cada momento y distinguir

a unas de otras por sus nombres y fórmulas.

La formulación de un compuesto, al igual que su nomenclatura (esto es,

la transcripción de su fórmula en términos del lenguaje ordinario), se rige

por unas determinadas normas que han sido retocadas en los últimos años

con el único propósito de conseguir un lenguaje químico lo más sencillo y a

la vez general posible. Un organismo internacional, la I.U.P.A.C.

(International Union of Pure and Applied Chemistry), encargado de tales

menesteres, ha dictado unas reglas para la formulación y nomenclatura de

las sustancias químicas.

Antes de proceder al estudio de tales reglas para cada tipo de

compuesto es preciso conocer perfectamente los símbolos de los

diferentes elementos químicos, base de esta forma de expresión. Una

memorización previa de todos ellos resulta, pues, imprescindible (A

partir de aquí vas a necesitar la tabla periódica). La fórmula química de un

compuesto dado, además de indicar los elementos que lo constituyen,

proporciona la relación numérica en que intervienen sus respectivos

átomos. Tales números están relacionados con el de enlaces posibles de

unos átomos con otros y dan idea de la capacidad de combinación de los

elementos en cuestión.

Existen tres tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos: la

tradicional, la I.U.P.A.C (Union of Pure and Applied Chemistry) y la

estequiométrica.

La que debería utilizarse siempre es la I.U.P.A.C, pero dado que muchos

de las sustancias aún se reconocen por la tradicional, es válido utilizarla

también. La nomenclatura estequiométrica es la menos utilizada, aunque

daremos algunos ejemplos.

Conceptos que tenemos que tener claros antes de comenzar

a nombrar las sustancias

El átomo y sus componentes El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia

de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no

pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El

átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/p/proton.htm




25

neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los

electrones, en igual número que los protones.

Un número determinado de protones es lo que caracteriza a un

elemento químico concreto, y le confiere propiedades químicas únicas.

El protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo

XX, es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de

cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado

número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo

en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1836

veces mayor de la de los electrones. El neutrón, otra partícula

constituyente del núcleo de los átomos, fue descubierto en 1930 por dos

físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón

es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en

el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su

estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión

de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son

inestables cuando se hallan fuera del núcleo.

El electrón es una partícula elemental que constituye parte de

cualquier átomo y fue descubierto en 1897 por J. J. Thomson. Los

electrones de un átomo giran en torno a su núcleo, formando la

denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces

menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En

condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que

electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente

neutras.

Símbolo Atómico

Es el conjunto de una, dos o tres letras que se usa para representar un

átomo en una fórmula química. Cuando el átomo se representa mediante

una sola letra, ésta debe escribirse siempre en mayúscula. Si el símbolo

está compuesto por más de dos letras, la primera de ellas debe ir siempre

en mayúscula, mientras que la segunda de ellas debe escribirse siempre

en minúscula.

Ejemplos:

Elemento Símbolo

Cromo Cr

Vanadio V

Para describir adecuadamente un elemento químico se acompaña su

símbolo atómico con subíndices y superíndices que dan información sobre

su número atómico y número másico.

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/n/neutron.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/e/electron.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/p/partelem.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/n/nucleo.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/a/atomo.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/n/numeatom.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/c/cargelec.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/m/masa.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/e/electron.htm





http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/a/atomo.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/f/fisinucl.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/f/fusinucl.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/r/radictvd.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/c/cargelec.htm








26

Número atómico: es el número de protones que presenta el átomo.

Número másico: es la suma del número de protones y neutrones del

átomo.

Así, el número másico A de un átomo de símbolo E se indica por un

superíndice a la izquierda (mE) y el número atómico Z se indica por un

subíndice a la izquierda (zE). Ejemplo: Representaremos un átomo de

azufre (S), de número másico 32 y número atómico 16:

Nº másico

S

Nº atómico

Elementos Los elementos químicos son sustancias fundamentales constituidas por

átomos que tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de

protones en sus núcleos.

El número de átomos que forman un elemento es variable, y esto

permite clasificarlos fácilmente en:

Elementos monoatómicos: son los constituidos por un solo átomo,

tal como ocurre en los gases nobles. Ejemplo: el helio (He).

Elementos diatómicos: son los formados por dos átomos. En este

grupo se encuentran los halógenos y otros elementos no metálicos tales

como el hidrógeno, nitrógeno u oxígeno. Ejemplo: la molécula de cloro

(Cl2).

Elementos poliatómicos: son los constituidos por más de dos

átomos. Se incluyen aquí, aquellos elementos formados por

agrupaciones con un número definido de átomos (moléculas) como

aquellos formados por redes indefinidas. Ejemplos: el azufre, puede

representarse como una molécula constituida por 8 átomos (S8). El

carbono forma redes de átomos de carbono indefinidas (son distintas

las redes del grafito, del diamante y del fulereno)

Formulación de los elementos Para representar un elemento formado por moléculas con un número n

definido de átomos, se escribe el símbolo atómico E con el subíndice n a

16

32




27

su derecha (En). En el caso particular de los elementos monoatómicos (n =

1), por simplicidad, se omite el subíndice.

Los elementos como los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón

y radón), que tienen una estructura monoatómica, se representan por su

símbolo, mientras que el hidrógeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo,

con una estructura diatómica, se representan por el símbolo del elemento

al que se añade el subíndice 2. En el caso de moléculas poliatómicas se

utiliza el subíndice que corresponda. Ejemplos:

Monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Diatómicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2.

Poliatómicos: P4, S6, S8.

Nomenclatura Para nombrar cualquier elemento de fórmula molecular definida

(elementos monoatómicos, biatómicos, etc.) se añade, al nombre del

átomo, el prefijo numérico que indica el número de átomos de la molécula.

El prefijo mono- sólo se utiliza cuando el elemento no existe

normalmente en estado monoatómico. En el caso de los elementos

diatómicos más comunes frecuentemente también se omite el prefijo

di-. Ejemplos:

Símbolo Nomenclatura

I.U.P.A.C

Nomenclatura tradicional

N Mono nitrógeno Nitrógeno atómico

Ne Neón Neón

I2 Diyodo Yodo

S8 Octa azufre Azufre

1 mono 2 di 3 tri 4 tetra 5 penta

6 hexa

7 hepta 8 octa 9 nona 10 deca 11 undeca

12 dodeca

Prefijos




28

Formulación y nomenclatura de elementos de estructura

indefinida

Los elementos con estructura molecular infinita o indefinida (metales y

otros elementos químicos que forman redes) se representan mediante su

símbolo atómico. Se nombran utilizando el nombre del átomo

constituyente y mencionando su estado físico (sólido, líquido o gaseoso) si

fuese necesario.

Fórmula Nombre

Al (sólido) Aluminio

Cr (sólido) Cromo

Hg (líquido) Mercurio

Hg (gaseoso) Mercurio

Alótropos

Se define como alótropo, o formas alotrópicas, a las distintas

modificaciones estructurales en las que se presenta un elemento. Las

formas alotrópicas se diferencian entre sí ya sea por el número de

átomos o por los tipos de red cristalina en que estos se disponen.

Los alótropos se formulan del mismo modo que los elementos,

utilizando el símbolo atómico y el subíndice correspondiente. Ejemplos: El

dioxígeno (O2) y el trioxígeno (ozono, O3) son dos formas alotrópicas del

oxígeno, y el diamante y el grafito lo son del carbono (C).

Nomenclatura de los alótropos

Si la forma alotrópica está compuesta por moléculas discretas que

poseen un número fijo de átomos, se nombran del mismo modo visto

anteriormente para elementos de estructura definida. El prefijo poli- se

admite para designar números grandes y/o desconocidos. Si un elemento

se presenta como una mezcla de alótropos, se denomina simplemente por

el nombre del átomo. Además de la nomenclatura que debe realizarse

según la I.U.P.A.C, es frecuente emplear nombres comunes para muchas

de las formas alotrópicas conocidas. Muchas veces en dichos nombres se

utilizan “descriptores” que pueden ser letras griegas (α, β γ, etc.),

colores, nombres de minerales (grafito, diamante, etc.). Ejemplos:

Fórmula Nombre sistemático

(I.U.P.A.C)

Nombre común

(aceptado)

O2 Dioxígeno Oxígeno

O3 Trioxígeno Ozono

P4 Tetrafósforo Fósforo blanco




29

S6 Hexa azufre -

S8 Octa azufre Azufre α

Azufre β

Sn Poliazufre Azufre γ

(Azufre plástico)

S6 + S8 + Sn Azufre común

Cuando un elemento posee modificaciones alotrópicas de tipo

cristalino, la nomenclatura sistémica incluye términos que describen el

tipo de red cristalina y como es muy complicado y, además, escapa al

alcance de este curso introductoria, solamente incluiremos algunos

ejemplos de nombres comunes que son los que más se utilizan. Ejemplos:

Fórmula Nombre común

Pn Fósforo negro

Fósforo rojo

Cn Diamante

Grafito

Fulereno o Buckyball

Fen Hierro α

Hierro β

Isótopos Los isótopos de un elemento son los átomos que poseen el mismo

número atómico pero distinto número de masa, o lo que es igual, el mismo

número de protones pero distinto número de neutrones. Se representan

por el símbolo del elemento (A), con un superíndice m a la izquierda que

especifica la masa atómica, (mA). Ejemplo: El elemento carbono, de

número atómico 6 y masa atómica 12, se representa por el símbolo 12C. Es

un isótopo el carbono con número atómico 6 y masa atómica 13, 13C.

Nomenclatura de los isótopos

Los isótopos reciben el nombre del átomo constituyente seguido del

número que indica la masa atómica. Ejemplos:

12C se denomina carbono-12 13C se denomina carbono-13

Existe una excepción dada para el hidrógeno en donde sus isótopos los

siguientes nombres y símbolos:




30

Símbolo Nombre 1H Protio

2H (o D) Deuterio 3H (o T) Tritio

Estos isótopos aunque tienen propiedades físicas y químicas

diferentes, se comportan exactamente igual que el hidrógeno, por lo

tanto forman moléculas diatómicas:

2H2 o D2, se denomina dideuterio o sólo deuterio. 3H2 o T2, se denomina ditritio o sólo tritio.

Tipos de compuesto según el enlace entre sus elementos

La distribución de los átomos en un compuesto por medio de los enlaces

químicos suele llamarse estructura molecular. Existen varias modalidades

de enlaces y las características típicas de la sustancia se deben a ellas.

Cuando los átomos de un elemento pierden uno o más electrones se

convierten en cationes cargados positivamente. Estos electrones son

captados por los átomos de otro elemento, convirtiéndolos en elementos

cargados negativamente. Como las cargas positivas y negativas se atraen,

esos elementos cargados positiva y negativamente se unen mediante un

enlace, llamado enlace iónico para formar un conjunto que consiste en

grandes cantidades de iones de ambas clases. El compuesto resultante se

llama compuesto iónico. Un ejemplo es el cloruro de sodio, que está

compuesto por la misma cantidad de átomos de sodio cargados

positivamente y de átomos cloro, cargados negativamente. Casi todos los

compuestos iónicos contienen un elemento metálico, porque sólo estos

elementos pueden perder electrones fácilmente, así como en general un

elemento no metálico es el que capta los electrones. Los átomos de los

compuestos que no son iónicos se mantienen unidos por enlaces

covalentes. Un enlace covalente consiste en un par de electrones que son

compartidos por dos átomos vecinos. Los enlaces covalentes son típicos

entre los elementos no metálicos. Hay dos clases principales de

sustancias con enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos

covalentes reticulares. (Los términos en negrita se verán con detalle

durante el cursado de la materia Química General e Inorgánica).

Molécula

Es la menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia

estable y posee todas las propiedades químicas de dicho elemento o

compuesto. Un átomo de nitrógeno no puede existir libre en condiciones




31

normales, por lo tanto se unen dos de ellos para formar una molécula

diatómica N2. Otros elementos forman también moléculas diatómicas;

algunos de ellos son: fluor (F2), hidrógeno (H2), cloro (Cl2), oxígeno (O2),

bromo (Br2), yodo (I2). Existen otros elementos que forman moléculas con

más átomos, es así como el fósforo forma una molécula tetraatómica (P4)

y el azufre, una molécula octoatómica (S8). Hay elementos que no forman

moléculas poliatómicas, sino existen libremente en forma atómica; se

puede considerar que forman una molécula monoatómica. Ejemplos son los

metales: cobre (Cu), hierro (Fe), oro (Au), plata (Ag), etc. Se debe tener

en cuenta que las moléculas de elementos están formadas por átomos de

dicho elemento. A diferencia de las moléculas de los compuestos que

están formadas, como mínimo, por dos átomos de elementos diferentes.

Es así como la molécula del monóxido de carbono (CO) está formada por

un átomo de carbono y un átomo de oxígeno, la del agua (H2O) está

formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la del ácido

nítrico (HNO3) formada por un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y

tres átomos de oxígeno, se puede decir que es una molécula poliatómica.

Ejercitación

1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias:

a) Aluminio b)Bromo atómico c) Tetrafósforo d) Monobromo

e) Bromo f) Platino g) Cadmio h) Radón i) Cromo j) Hierro

k) Cloro l) Octaazufre m) Azufre n) Monocloro ñ) Xenón

o) Titanio p) Manganeso q) Magnesio r) Cobre s) Flúor

2) Nombrar las siguientes sustancias:

a) Pn b) D2 c) V d) Li e) Fe f) Co g) I h) 2D i I2 j) C

k) Ag l) Zn m) B n) N2 ñ) O o) K p) Sr r) N s) O2

3) Señalar cuál/es de los siguientes isótopos presentan una fórmula

errónea:

a) 188O b) 32H c) 31H d) 42He e) 1226Mg

4) Seleccionar en cuales de las siguientes parejas, las fórmulas que

representen dos formas alotrópicas de un mismo elemento.

a) O2 y O3 b) 2H2 y 3H2 c) S6 y S20 d) Cn y C60 e) P4 y Pn

5) De la siguiente lista de nombres y fórmulas seleccionar aquellas que

representan sustancias homoatómicas.




32

a) Estaño gris

b) Etanol (alcohol común)

c) Sacarosa (azúcar de mesa)

d) Sal común

e) Aire

f) Agua

g) N2O (óxido nitroso)

h) Manganeso δ

i) Bronce

j) 81Br2

k) NO (óxido nítrico)

l) Diamante

m) HNO3 (ácido nítrico)

n) O3 (ozono)

6) ¿Cuáles de las siguientes sustancias son átomos y cuáles moléculas?

Escribir el nombre de las sustancias que sean átomos.

a) H2O2 b) CO2 c) H d) HNO3 e) NH3 f) H2Cr2O7

g) Zn h) Ar i) Fr j) SO3 k) HCl l) PH3 m) Li

n) Sn ñ) S8 o) O2 p) CO

Valencia Indica la cantidad de electrones que puede usar un elemento para

combinarse con otro.

Número de oxidación El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma

de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica

el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. Los protones

de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la

carga negativa de los electrones; si el número de protones y de

electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro. El número de

oxidación es la valencia pero con signo.

En la sección anterior habíamos hablado de átomos con carga, positiva

o negativa. Veamos esto con más detalle.

Cuando el átomo gana o cede electrones se convierte en un ión.

Entonces podemos deducir que un ión tiene carga, y que esta carga va a

ser positiva o negativa, dependiendo de sí perdió o ganó electrones

respectivamente.

http://es.wikipedia.org/wiki/Carga_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n




33

Debemos tener en muy en cuenta tres cosas:

El átomo no recibe electrones de “la nada”, como tampoco cede

electrones a “la nada”, sino que cuando se produce un ión, el átomo

recibe electrones de otro átomo que por alguna razón tiende a

cederlos. Por ende, cuando un átomo cede electrones lo hace a otro

átomo que por alguna razón tiende a recibirlos.

El átomo sólo puede ceder o recibir electrones, nunca protones. Los

protones no pueden salir del núcleo.

Los números de oxidación se asignan a los diferentes elementos

cuando se hallan formando un compuesto. El número de oxidación de un

elemento sin combinar es cero.

Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no

son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se

obtiene un ión con carga positiva llamado catión, que se representa con el

símbolo del elemento más la carga correspondiente al número de

electrones que perdió. Para nuestro elemento A, el ión que resulta de

perder un electrón se representará A+, y se dice que es un ión

monopositivo; su número de oxidación es de +1, pues perdió un solo

electrón, quedando con una carga positiva remanente. En cambio, si el

átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los

electrones, obteniéndose un ión mononegativo, llamado anión, que

representaremos A-, pues ganó un solo electrón, quedando entonces una

carga negativa remanente.

El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose

iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede

aceptarlos, dando iones de distintas cargas.

Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante

números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por

ejemplo, un ión de hierro con un estado de oxidación +3, Fe3+, se

escribiría de la siguiente forma: hierro(III). El óxido de hierro, con el

hierro presentando un estado de oxidación de +3, Fe2O3, se nombra como

óxido de hierro(III); de esta forma se puede diferenciar del otro óxido

del hierro que es el óxido de hierro (II), FeO. En estos casos no es

necesario indicar si la carga del ión es positiva o negativa.

En la fórmula química, el estado de oxidación de los cationes y aniones

se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como

ya se ha visto en Fe3+, o por ejemplo, en el oxígeno(II), O2-. No se indica

el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.




34

La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I2, aceptando dos

electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de -1:

I2 + 2e- 2I-

En la tabla periódica se muestran los números de oxidación que se

asignan a los elementos. Cuando se analiza con detenimiento se advierte la

existencia de ciertas relaciones entre el índice de oxidación de un

elemento y su posición en el sistema periódico de modo que es posible

deducir las siguientes reglas básicas:

Los elementos metálicos tienen números de oxidación positivos.

Los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación

tanto positivos como negativos.

El número de oxidación positivo de un elemento alcanza como

máximo el valor del grupo (columna) al que pertenece dentro del

sistema periódico. En el caso de que tome otros valores, éstos serán

más pequeños, soliendo ser pares o impares según el grupo en cuestión

sea par o impar.

El número de oxidación negativo de un elemento viene dado por la

diferencia entre ocho y el número del grupo al que pertenece dentro

del sistema periódico.

Al igual que sucedía con los símbolos, los números de oxidación deben

memorizarse, puesto que junto con los símbolos constituyen los

elementos básicos de toda la formulación química. Es conveniente hacerlo

por grupos de elementos con igual índice de oxidación, ya que cuando

elementos diferentes actúan con idénticos índices de oxidación, dan lugar

a fórmulas totalmente análogas.

Los iones no sólo son formados por átomos aislados, sino también por

combinación de ellos, es decir, muchas veces los iones están formados por

más de dos átomos. Veamos un ejemplo con el azufre, S:

Cuando el azufre se encuentra eléctricamente neutro se denomina

azufre y se simboliza S. Cuando el azufre recibe dos electrones forma el

anión sulfuro, y se simboliza S2-. Ahora, cuando el azufre se encuentra en

estados de oxidación altos, es decir, +IV y +VI no se encuentra como el

átomo con esa carga: S+4 y S+6 respectivamente, sino que con estos

números de oxidación el azufre se encuentra generalmente combinado

con el oxígeno (puede combinarse con otros átomos, aunque no sea común)

dando aniones poliatómicos. Los iones que forma, en estos casos el azufre

son el anión sulfito, SO32- y el anión sulfato, SO4

2-, respectivamente.




35

Por eso hay que tener mucho cuidado al nombrar los iones formados

por combinación de átomos, porque que un elemento se encuentre con

un número de oxidación positivo no quiere decir que esté formando un

catión.

Compuestos químicos, nomenclatura y reacciones de

obtención

Vamos a conocer ahora los distintos tipos de compuestos químicos

inorgánicos, como están formados, como se obtienen y su nomenclatura.

La nomenclatura, tanto de los elementos como de los compuestos, es el

idioma en que se expresan las reacciones, procesos, etc., en la química y la

biología. Por esta razón tenés que conocerla, comprenderla y aprenderla.

Cada sustancia (ya sea un elemento o un compuesto) va a tener su propio

nombre y NO HAY otra sustancia que posea ese nombre. Existe una

organización, la I.U.P.A.C (The International Union of Pure and Applied

Chemistry), que se ocupa de identificar cada sustancia con un nombre, de

forma tal que NO QUEPA DUDA de que se trata de esa sustancia en

TODO EL MUNDO. Sin embargo, hay muchas sustancias que presentan

varios nombres por una cuestión histórica, estas formas de nombrarlos

son aceptadas por la I.U.P.A.C, aunque se prefiere siempre la

nomenclatura que esta propone. También se encarga de unificar criterios

a la hora de escribir las fórmulas químicas de los elementos y los

compuestos. Por ejemplo, antes la sal de mesa cloruro de sodio se

escribía en símbolos de la siguiente manera: ClNa, ahora, a causa de lo

dispuesto por la I.U.P.A.C se debe escribir NaCl. Todo esto tiene un

fundamento el cual escapa a los alcances de este curso introductorio.

Para nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es

necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de estas

categorías los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el

compuesto, en: binarios y compuestos. También se los puede clasificar

según el tipo de compuesto. Vamos a estudiarlos por esta última

clasificación, indicando en cada caso, si se trata de compuestos binarios,

ternarios, etc.

Los compuestos inorgánicos que podemos encontrar son:




36

Compuestos binarios: Aspectos generales Se denominan compuestos binarios aquellos que resultan de la

combinación de dos elementos; por tal razón en sus fórmulas

intervendrán tan sólo dos símbolos. Para fijar tanto el orden en el que

éstos han de escribirse como en el que habrán de leerse, la I.U.P.A.C. 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

Hidruros

Peróxidos y Superóxidos

Hidróxidos

Básicos

Ácidos Óxidos

Anfóteros

Neutros

Oxoácidos

Hidrácidos

Ácidos

Ácidas Sales

Básicas

Neutras

Compuestos Químicos

Inorgánicos




37

Entre los compuestos binarios encontramos: óxidos, hidruros,

peróxidos, superóxidos, hidrácidos y ciertas sales. Entre los compuestos

ternarios están los oxoácidos y ciertas sales; además de ciertos

compuestos denominados seudobinarios, los hidróxidos. Los estudiaremos

cada uno por separado.

Óxidos: Son compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en su

número de oxidación –2, con otro elemento, E, que posee n° de oxidación

positivo. Su fórmula general es:

E2On

Los subíndices surgen al intercambiar las valencias de ambos

elementos, y como ya dijimos, indican el número de veces que ese

elemento está presente en el compuesto.

Formulación:

La forma más simple es a partir de sus elementos, simplemente con el

número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno es, en

este tipo de compuestos, siempre –2, mientras que para el otro elemento

será positivo. Veamos algunos ejemplos:

Na+ y O2- Na2O

Ni3+ y O2- Ni2O3

Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se

simplifican para llegar a la fórmula del óxido:

Ba2+ y O2- Ba2O2 BaO

Sn4+ y O2- Sn2O4 SnO2

S6+ y O2- S2O6 SO3

Nomenclatura:

Existen distintas formas de nombrar los compuestos químicos. Algunas,

como la recomendada por la I.U.P.A.C, más nueva, pero aún se usan otras

más antiguas. Es importante que las conozcas a todas, ya que trabajarás

con todas ellas.




38

1) Nomenclatura por Atomicidad (I.U.P.A.C): Utiliza prefijos para cada

elemento que indica la cantidad de veces que están en ese compuesto.

Ejemplo para el caso de los óxidos:

Na2O Monóxido de disodio

Ni2O3 Trióxido de diniquel

BaO Monóxido de bario

SnO2 Dióxido de estaño

SO3 Trióxido de azufre

2) Nomenclatura por Numerales de Stock (I.U.P.A.C): Primero se indica el

tipo de compuesto seguido del elemento principal, con su valencia entre

paréntesis y en números -romanos.

Ejemplo para el caso de los óxidos:

Na2O Oxido de sodio (I)

Ni2O3 Oxido de niquel (III)

BaO Oxido de bario (II)

SnO2 Oxido de estaño (IV)

SO3 Oxido de azufre (VI)

Cuando el elemento principal tiene una sola valencia, puede no indicarse

la misma, ya que solo existe una posibilidad de formar el compuesto, pero

nunca puede omitirse si tiene más de una, pues es la forma en que se

diferencian los distintos compuesto que forma ese elemento.

3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto

químico, y luego el elemento principal, usando diferentes terminaciones e

incluso prefijos, para hacer referencia al número de oxidación del

elemento principal. Hay cuatro posibilidades:

El elemento posee una única valencia: usa la terminación “ico”.

Ejemplo:




39

BaO Oxido bárico

El elemento posee dos valencias: usa la terminación “ico”para la

mayor y “oso” para la menor. Ejemplo:

SnO Oxido estañoso

SnO2 Oxido estánico

El elemento posee tres valencias: usa la terminación “oso” con la

menor de ellas, “ico” con la intermedia y la mayor se indica con el prefijo

“per” y la terminación “ico”. Ejemplo:

CrO Oxido cromoso

Cr2O3 Oxido crómico

CrO3 Oxido percrómico

El elemento posee cuatro valencias: la menor de todas lleva el

prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente lleva

terminación “oso”, la tercera la terminación “ico” y la mayor usa el prefijo

“per” y la terminación “ico”. Ejemplo:

Cl2O Oxido hipocloroso

Cl2O3 Oxido cloroso

Cl2O5 Oxido clórico

Cl2O7 Oxido perclórico

Comparemos las tres nomenclaturas para una misma serie de óxidos:




40

Fórmula Nomenclatura

Tradicional

Nomenclatura por

atomicidad

Nomenclatura por

Numerales de

Stocks

Cl2O Oxido hipocloroso Monóxido de

dicloro

Oxido de cloro (I)

Cl2O3 Oxido cloroso Trióxido de dicloro Oxido de cloro

(III)

Cl2O5 Oxido clórico Pentóxido de

dicloro

Oxido de cloro (V)

Cl2O7 Oxido perclórico Heptóxido de

dicloro

Oxido de cloro

(VII)

El oxígeno se combinaba con diferentes tipos de elementos de la tabla

periódica, lo que determina la clase de óxido formado, así como otras

características, su comportamiento frente al agua y el tipo de compuesto

que forman en este caso. Existen cuatro clases de óxidos:

Óxidos Básicos: se forman por combinación del oxígeno con un

elemento metálico, al disolverse en agua, producen Hidróxidos.

Óxidos Ácidos: se forman por combinación del oxígeno con

elementos no metálicos, y al disolverse en agua generan Oxoácidos.

Óxidos Neutros: se forman por combinación del oxígeno con

metales y no metales, pero al mezclarse con el agua no reaccionan, por

lo que no forman ni hidróxidos ni oxoácidos.

Óxidos Anfóteros: se obtienen por combinación del oxígeno con

elementos como Al, Be, Zn, Ga, Sn y Pb entre otros, y según el medio

en el que se encuentren, formarán hidróxidos u oxoácidos.

Para entender la siguiente parte, deberás aprender primero qué es una

reacción química. Una reacción química es el proceso por el cual una o

más sustancias, llamadas reactivos, cambian para formar una o más

sustancias nuevas, llamadas productos. Las reacciones químicas se

representan por medio de ecuaciones químicas, y por la tanto, se piensan

como las ecuaciones matemáticas, en las que entre reactivos y productos

hay un signo igual, generalmente representado por una flecha. Significa

que todos los elementos que están presentes entre los reactivos

deben estarlo entre los productos, y a la inversa. El signo “+” en la

reacción, se interpreta como “se combina con” y la “flecha” se interpreta

como “para formar”. Los reactivos están a la izquierda y los productos a

la derecha de la flecha, que hace las veces de signo igual. Entonces, los

reactivos se combinan para formar productos. Pero, toda reacción




41

química es una ecuación, si la flecha representa, como dijimos antes, el

signo igual, debe haber tantos sodios y tantos oxígenos de un lado como

de otro. Lo cual es cierto, ya que los átomos no se crean ni se destruyen.

Debemos equilibrar, balancear la ecuación, y para lograrlo, usaremos

números enteros, llamados coeficientes estequiométricos, que van a

multiplicar los reactivos o productos hasta que todos los elementos

presentes estén en la misma cantidad de ambos lados de la flecha.

Veamos algunos ejemplos en los óxidos.-

Reacción de obtención

Los óxidos, en una reacción química, se forman a partir de sus

elementos (recordá que estos tienen valencia o n° de oxidación

cero).Entonces, el óxido de sodio se forma a partir de:

Na (s) + O2 (g) Na2O (s)

Hay un átomo de Na entre los reactivos y dos entre los productos,

mientras que para el O la relación es inversa. ¿Por qué número deberé

multiplicar al Na y/o al O para igualar la ecuación? Si comenzamos por el

Na, podría multiplicar el elemento Na (en los reactivos) por 2, con eso

estaría balanceado:

2Na (s) + O2 (g) Na2O (s)

Si a continuación quiero balancear el O, también tendría que multiplicar

el óxido por 2, pero esto produce un desbalance del Na.

2Na (s) + O2 (g) 2 Na2O (s)

Pero si empiezo por balancear el O, esto no ocurre. Multiplico el óxido

por 2 y queda igualado el O, ahora tengo 4 átomos de Na entre los

productos,

Na (s) + O2 (g) 2 Na2O (s)

Dado que el Na está en forma monoatómica en los reactivos,

simplemente lo multiplico por 4, y la reacción está balanceada.

4 Na (s) + O2 (g) 2 Na2O (s)




42

Entonces, “4 átomos de Na se combinan con dos moléculas de Oxígeno

para formar 2 fórmulas unidad de óxido de sodio”. Es muy importante

recordar que:

solo se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los

subíndices. Un coeficiente, solo varía la “cantidad” de veces que “ese”

compuesto está presente en la reacción; pero un subíndice, cambia la

“identidad” del compuesto.

Las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican

su estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l),

gaseosos (g) o acuosos (ac). Siempre acompañan a los compuestos

químicos en una reacción y a veces, permiten diferenciar entre dos

compuestos con la misma fórmula y distintas características (hidruros

e hidrácidos).

Hidróxidos:

Se forman, como te indicamos antes, de la reacción de un óxido básico

con agua, en la que se produce la combinación del grupo hidroxilo u

oxidrilo (OH-) con el catión metálico. El grupo OH– es un ión poliatómico

con carga negativa –1, y se lo puede tomar como si fuera un solo elemento

con número de oxidación –1, por lo que estos compuestos se suelen llamar

seudobinarios. Su fórmula genérica es:

Me(OH)n

Me es el catión y el subíndice “n” es su valencia, que siempre se escribe

fuera de un paréntesis que abarca al oxidrilo, pues significa que

multiplica los dos elementos que lo componen, se interpreta como el

número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El

subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) ya que la carga del

oxidrilo es unitaria.

Formulación

De nuevo, la manera más simple es partir desde el catión y el oxidrilo.

Por ejemplo:

Li+ (ac) y OH– (ac) LiOH (ac)

Ca2+ (ac) y OH– (ac) Ca(OH)2 (ac)

Fe3+ (ac) y OH– (ac) Fe(OH)3 (ac)




43

Nomenclatura

Podemos usar la nomenclatura tradicional, indicando el tipo de

compuesto como “hidróxido” y utilizando las terminaciones adecuadas,

según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de”

seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su

número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Veamos

nuestros ejemplos:

LiOH Hidróxido lítico o Hidróxido de Litio (I)

Ca(OH)2 Hidróxido cálcico o Hidróxido de Calcio (II)

Fe(OH)3 Hidróxido férrico o Hidróxido de hierro (III)

Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta

que no se indique el mismo, pues se supone conocido.


Se realizan de la misma manera que para los óxidos, incluido el

balanceo. Entre los reactivos están el óxido y el agua, y como producto el

hidróxido.

Li2O (s) + H2O (l) LiOH (ac)

En este caso, conviene empezar el balanceo por el metal y luego

balancear los oxígenos e hidrógenos.

Oxoácidos: Se forman por reacción de un óxido ácido con agua. Son compuestos de

tipo ternarios, que siempre tienen Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento,

que por ahora llamaremos E, y que en la mayoría de los casos es no

metálico (cuando estudiemos óxidos anfóteros veremos algunos casos en

los que E es un metal).

La fórmula general de los oxoácidos es:

HaEbOc

Formulación

Para aprender a escribir la fórmula de un oxoácido, recordemos su

fórmula general:

HaEbOc




44

Como siempre, cada subíndice representa, cuantas veces ese elemento

está presente en el compuesto, resultando: a= n° H, b= n° E y c= n°

O. Para los oxoácidos que se forman por combinación del óxido con una sola molécula de agua (más adelante veremos los casos en que se

combinan con más moléculas de agua), estos subíndices toman el valor de:

a= 1 si el número de oxidación de E es impar.

a=2 si el número de oxidación de E es par.

b=1 porque se forma partir de una sola molécula de agua.

c= (n° H + n° de oxidación de E) dividido 2, lo que expresado en

forma matemática, resulta:

c = a + n° oxidación de E

2

Tomemos unos ejemplos:

a) Formulemos el oxoácido de N(V). Escribimos los elementos

constituyentes del compuesto, respetando siempre el orden de los

mismos, sin colocar ningún subíndice:

HNO

Como el N tiene valencia impar (V), a=1; se forma con una molécula de

agua, por lo que b=1; el valor de c se calcula como:

c = 1 + 5 = 3

2

La fórmula del oxoácido es:

HNO3

b) Probemos escribir la fórmula del oxoácido de S(IV). Seguimos los

mismos pasos que en caso anterior, primero el esqueleto de la fórmula:

HSO

Dado que el S actúa con valencia par a = 2, b también vale 1, y calculando

c, resulta:




45

c = 2 + 4 = 3

2

La fórmula es:

H2SO3

Nomenclatura

La I.U.P.A.C admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo

la palabra ácido y agregando la terminación (y el prefijo si se requiere)

correspondiente al índice de oxidación, al nombre del elemento (se

trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos).De esta forma el oxoácido

de N(V) se llama ácido nítrico, porque usa el mayor número de oxidación y

el de S será ácido sulfuroso porque usa el menor.

Hay otra nomenclatura, recomendada por la I.U.P.A.C, que es sencilla y

sistemática. Primero se coloca “oxo”, para indicar la presencia de O en el

ácido, con un prefijo, mono, di, tri, tetra, etc., que indique la cantidad del

mismo (señalada por el subíndice del O); luego se escribe el nombre del

elemento central con terminación “ato” seguida de su valencia entre

paréntesis y en n° romano, y finalmente se añade “de Hidrógeno”. Para

los oxoácidos que formulamos antes sería:

HNO3 Trioxo nitrato (V) de hidrógeno

H2SO3 Trioxo Sulfato (IV) de hidrógeno

Pero, ¿qué pasa si nos encontramos con la fórmula y tenemos que

nombrarlo? O a la inversa, tenemos que formular un oxoácido a partir de

su nombre. Para el primer caso, hay que averiguar la valencia con que

actúa el elemento central, y la forma más simple de hacerlo es sabiendo

que:

La carga total del compuesto es cero.

El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa siempre con número

de oxidación –2.

El hidrógeno, en este tipo de compuestos, con número de oxidación

+1.

El elemento central actúa con número de oxidación positivo.

Para saber en cual número de oxidación está actuando E, sumamos los

números de oxidación de todos los elementos que forman el compuesto,




46

multiplicados por su respectivo subíndice y los igualamos a cero, de la

ecuación resultante despejamos el valor del número de oxidación de E. Un

ejemplo:

H2SO4

Este es un oxoácido de S, si planteo la ecuación, la valencia con que

actúa el S resulta:

2(+1)+(x)+4(-2)=0

2+x –8=0

x - 6 = 0

x= +6

Ahora puedo nombrarlo, ya que (VI) es la mayor de las dos valencias

con las que forma oxoácidos, es el Ácido Sulfúrico.

Para la segunda pregunta usemos como ejemplo el ácido hipocloroso. EL

elemento central es Cl, y tiene cuatro valencias con las que puede formar

oxoácidos: I, III, V y VII. ¿Cuál usa? Por el prefijo y la terminación en el

nombre, es ,la menor de todas, I. Para escribir su fórmula, solamente sigo

los pasos que aprendimos antes, escribo los tres elementos en orden:

HClO

Como se forma con una molécula de agua, b=1, a vale 1 pues la valencia

es impar, y c resulta:

c = 1 + 1 = 1

2

La fórmula del ácido hipocloroso es:

HClO


Tenemos que escribir la reacción entre el agua y un óxido ácido, en la

que el producto es un oxoácido, y por supuesto, como es una reacción, la

balanceamos. Probemos con los que ya formulamos:

N2O5 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (ac)




47

SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (ac)

Cl2O + H2O (l) 2 HClO (ac)

Casos especiales 1) Oxoácidos de Boro: el B forma un solo óxido (B2O3), pero este puede

combinarse con una y con tres moléculas de agua, obteniéndose dos

oxoácidos distintos.

B2O3 (s) + H2O (l) 2 HBO2 (ac)

B2O3 (s) + 3 H2O (l) H3BO3 (ac)

¿cómo los nombramos para diferenciar cuál se forma con una molécula

de agua y cuál con tres? Tenemos dos ácidos con el mismo número de

oxidación, por lo que usamos la misma terminación para indicarlo, pero es

indispensable diferenciarlos, ya que claramente no son el mismo

compuesto. ¿qué hacemos? Simplemente agregamos un prefijo que indica

el número de moléculas de agua con las que se combinó.

Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de

agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido

se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso

tres, se antepone el prefijo “orto”.

Así, los oxoácidos del B se llaman:

HBO2 Ácido Metabórico

H3BO3 Ácido Ortobórico

2) Oxoácidos de Si: El Si también tiene un solo óxido (SiO2) que se puede

combinar con una y con dos moléculas de agua para formar oxoácidos:

SiO2 (s) + H2O (l) H2SiO3 (ac)

SiO2 (s) + 2 H2O (l) H4SiO4 (ac)

Para nombrarlos usamos el mismo mecanismo que para el B.




48




dos, se antepone el prefijo “orto”.

Los dos oxoácidos de Si formados se denominan:

H2SiO3 Ácido Meta silícico

H4SiO4 Ácido Ortosilícico

3) Oxoácidos de P, As y Sb: estos tres elementos, que se ubican en el

mismo grupo de la tabla periódica y tienen el mismo comportamiento.

Todos forman óxidos con n° de oxidación +3 y +5, cada uno de los cuales

se puede combinar con una, dos y tres moléculas de agua, para dar

oxoácidos, lo que suma un total de seis oxoácidos diferentes para cada

elemento. Veamos uno como ejemplo:

P(III):

P2O3 (s) + H2O (l) 2 HPO2 (ac)

P2O3 (s) + 2 H2O (l) H4P2O5 (ac)

P2O3 (s) + 3 H2O (l) 2 H3PO3 (ac)

P(V):

P2O5 (s) + H2O (l) 2 HPO3 (ac)

P2O5 (s) + 2 H2O (l) H4P2O7 (ac)

P2O5 (s) + 3 H2O (l) H3PO4 (ac)

Los nombramos siguiendo las reglas anteriores.




tres, se antepone el prefijo “orto”. Y para el caso en que se combina con




49

dos moléculas de agua, como no es ni la menor ni la mayor cantidad de

moléculas de agua, usamos el prefijo “piro”.

HPO2 Ácido Metafosforoso

H4P2O5 Ácido Pirofosforoso

H3PO3 Ácido Ortofosforoso

HPO3 Ácido Metafosfórico

H4P2O7 Ácido Pirofosfórico

H3PO4 Ácido Ortofosfórico

Es importante que prestes atención a tres cosas:

La asignación de los prefijos: No usamos “orto” para tres

moléculas de agua, sino para el mayor número de ellas con las que puede

combinarse el óxido, ya que no todos los óxidos que tienen este

comportamiento se combinan con la misma cantidad de moléculas de

agua, como pudiste observar al estudiar cada uno.

El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado. Por

ejemplo, el ácido ortofosfórico, suele llamarse simplemente ácido

fosfórico.

Formulación: No se aplican las reglas que vimos para los oxoácidos

que se forman con una sola molécula de agua. Hay que aprender sus

fórmulas de memoria. Con suficiente práctica y la ayuda de este

cuadro podrás hacerlo.

Prefijo B (III) Si (IV) P, As y Sb

(III)

P, As y Sb

(V)

Meta 112 213 112 113

Piro -- -- 425 427

Orto 313 414 313 314

Moléculas

de H2O

1 y 3 1 y 2 1, 2 y 3 1, 2 y 3

Los números en cada casilla indican los subíndices de cada compuesto

según su n° de oxidación y la cantidad de moléculas de agua con las que se

combina el óxido (las posibilidades se indican en la última fila). Por




50

ejemplo, el ácido Metabórico: cruzamos la primera fila con primera

columna y dice 112, esto indica 1H, 1B y 2 O.

Óxidos Anfóteros: Son los óxidos que frente al agua presentan un comportamiento dual,

pudiendo formar hidróxidos u oxoácidos, según la concentración relativa

de H+ (protones) y OH- presentes en el medio en que se produce la

reacción. Este comportamiento puede ocurrir para un elemento con una

sola valencia, como Zn y Al; y para elementos con más de una valencia, en

cuyo caso puede ser anfótera una sola de ellas, ejemplo Cr(III), o las dos,

caso de Pb y Sn en sus valencias II y IV.

Además, algunos de ellos pueden combinarse también con más de una

molécula de agua, para formar oxoácidos. En estos casos, se trabaja igual

que con los casos especiales.

Zn: forma un solo óxido que se combina con agua para dar un hidróxido

o un oxoácido:

ZnO + H2O Zn(OH)2 (ac)

ZnO + H2O H2ZnO2 (ac) Ácido cínquico

Al: forma un solo óxido, que puede dar un hidróxido:

Al2O3 (s) + H2O (l) Al(OH)3 (ac)

y puede combinarse con una o con tres moléculas de agua para dar dos

oxoácidos diferentes:

Al2O3 (s) + H2O (l) 2 HAlO2 (ac) Ácido Metaalumínico

Al2O3 (s) + 3 H2O(l) 2 H3AlO3 (ac) Ácido Ortoalumínico

Pb y Sn: presentan comportamientos similares para sus dos valencias,

las que pueden dar hidróxidos, y combinarse con una y dos moléculas de

agua para formar oxoácidos.

PbO (s) + H2O (l) Pb(OH)2 (ac) Hidróxido Plumboso

PbO (s) + H2O (l) H2PbO2 (ac) Ácido Metaplumboso




51

PbO (s) + 2 H2O (l) H4PbO3 (ac) Ácido Ortoplumboso

PbO2 (s) + H2O (l) Pb(OH)4 (ac) Hidróxido Plúmbico

PbO2 (s) + H2O (l) H2PbO3 (ac) Ácido Metaplúmbico

PbO2 (s) + 2 H2O (l) H4PbO4 (ac) Ácido Ortoplúmbico

Cr: presenta anfoterismo entre las valencias y dentro de una de ellas.

actúa como base para valencia II, como ácido para valencia VI y es

anfótera para valencia (III). Dá hidróxidos con II y III, y forma

oxoácidos con III y VI.

CrO (s) + H2O (l) Cr(OH)2 (ac) Hidróxido Cromoso o de cromo (II)

Cr2O3 (s) + H2O (l) Cr(OH)3 (ac) Hidróxido Crómico o de cromo (III)

Cr2O3 (s) + H2O (l) HCrO2 (ac) Ácido Cromoso

CrO3 (s) + H2O (l) H2CrO4 (ac) Ácido Crómico

Hidrácidos: Estos ácidos se forman por combinación de H, con n° de oxidación +1 y

un elemento no metálico: F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación -

1, o S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Existen en forma

acuosa. (También existe esta combinación de elementos en forma no

acuosa, pero no se comportan como ácidos. Más adelante veremos estos

compuestos y otros compuestos binarios que el H forma con metales y no

metales, todos llamados hidruros)

Formulación

Escribimos primero el H, con la valencia del no metal como subíndice, y

luego el no metal. La fórmula general es:

HEn

Podemos formularlos conociendo conociendo los números de oxidación

de cada elemento constituyente. Por ejemplo:

H+ (ac) y I- (ac) HI (ac)




52

H+ (ac) y Te2- (ac) H2Te (ac)

Nomenclatura

Indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del elemento

terminado en “hídrico”:

HI Ácido Iodhídrico

H2Te Ácido Telurhídrico


Es entre ambos elementos con valencia cero, correctamente

balanceada:

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (ac)

H2 (g) + Te (s) H2Te (ac)

Sales: Se forman por combinación de una base y un ácido. Hay varias

posibilidades:

Hidróxido y ácido

Metal y ácido

Óxido básico y ácido

Óxido básico y óxido ácido

La forma más común es la primera, por combinación de un ácido y un

hidróxido. Las sales provenientes de oxoácidos se denominan oxosales y

aquellas que provienen de hidrácidos se denominan genéricamente sales

de uro, por ser esta la terminación de su nombre. Para obtener su

fórmula, se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes

formando un anión, cuya carga será “igual al número de H perdidos”; por

otro lado, el hidróxido pierde sus oxhidrilos dejando al metal como

catión. Estos dos iones interaccionan entre sí para formar la sal, mientras

que los oxhidrilos y los protones, se combinan para dar agua. La carga del

catión, que coincide con su número de oxidación, se coloca sin signo, como

subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del

catión. Esta reacción en particular, se llama reacción de neutralización, y

en ella siempre se produce una sal y agua.

Veamos un ejemplo simple, con una sal de uro:




53

LiOH (ac) + HCl (ac) Li+ + OH- + H+ + Cl- LiCl (ac) + H2O (l)

La reacción total se escribe:

LiOH (ac) + HCl (ac) LiCl (ac) + H2O (l)

Probemos ahora con una oxosal:

NaOH (ac) + HClO (ac) Na+ + OH- + H+ + ClO- NaClO (ac) + H2O (l)

La reacción total también está balanceada y es:

NaOH (ac) + HClO (ac) NaClO (ac) + H2O (l)

Una ayudita para aprender a balancear estas reacciones: empezá por el

elemento metálico, después equilibrá el elemento principal del oxoácido, y

por último, los H y O, en cualquier orden. Vas a ver que si todos tus

compuestos están bien escritos y la reacción está bien planteada,

después de balancear el metal, el elemento principal del oxoácido y el H

(o el O) el elemento restante debería estar balanceado.

Nomenclatura:

Para nombrar las oxosales:

Según la I.U.P.A.C, se indica primero el nombre del anión, proveniente

del ácido, utilizando el mismo tipo de nomenclatura (con prefijos para el

O, terminación ato, para el elemento central y con su valencia entre

paréntesis y números romanos), seguido del nombre del catión con su

respectivo número de valencia, en romanos y entre paréntesis. También

podes usar la nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal,

es bastante común cuando este posee más de una.

Si el oxoácido termina en “oso” se reemplaza por “ito”.

Si el oxoácido termina en “ico” se reemplaza por “ato”.

Si el nombre del oxoácido incluía un prefijo, este no cambia.

Para las sales de uro:

La terminación “hídrico” se reemplaza por “uro” (de allí su nombre).

Algunos ejemplo:

La sal NaClO, proviene de la combinación del ácido hipocloroso con




54

hidróxido de sodio, reemplazando oso por ito, la llamamos “hipoclorito de

sodio”, o por la nomenclatura sistemática, “oxoclorato (I) de sodio”.

La sal Na2SO4 se forma por combinación de ácido sulfúrico con hidróxido

de sodio, reemplazando ico por ato, se llama “sulfato de sodio” o por la

nomenclatura sistemática, “tetra oxosulfato (VI) de sodio”. Para la sal

NaCl debemos cambiar “hídrico” por “uro”, entonces se la llama “cloruro

de sodio”. La sal CaCl2 se denomina “cloruro de calcio”. La sal CaSO4 la

llamamos “sulfato de calcio” o por la nomenclatura sistemática, “tetra

oxosulfato (VI) de calcio”.

Sales ácidas y básicas: Algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o

las bases que las originan, cuando estos poseen más de un H u oxidrilo,

respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o

más H si es una sal ácida, y uno o más oxidrilos si la sal es básica.

Solo hay que prestar atención, porque al no perder todos los H u OH- , la

carga total de los iones formados no es la misma.

Nomenclatura

Se indica, luego del nombre del anión, la presencia de H u oxidrilos con

la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando

los prefijos di, tri, etc.

Sulfato ácido de calcio: Ca(HSO4)2

Sulfato básico de calcio Ca(OH)2SO4

De los ejemplos anteriores podemos deducir que

Si la sal es ácida el/los hidrógeno/s siempre quedará/n unido/s al

anión y formará/n parte de él.

Si la sal es básica el/los oxidrilo/s siempre quedará/n unido/s al

elemento metálico y formará/n parte del catión.

Si la sal es ácida el/los hidrógenos irá/n neutralizando la cantidad

de cargas del anión de la sal neutra.

Si la sal es básica el/los oxidrilos irá/n neutralizando la cantidad de

cargas del elemento metálico de la sal neutra.

Peróxidos y superóxidos: Son compuestos formados por un metal y O, actuando este último con

número de oxidación mayor a -2, pero también negativos. Una

característica particular de estos compuestos, es que el O nunca se halla




55

en forma monoatómica, sino diatómica. Para nombrarlos simplemente se

indica el tipo de compuesto, peróxido o superóxido, según corresponda,

seguido del nombre del metal.

Peróxidos: el O actúa con número de oxidación -1 y al ser diatómico la

fórmula de su anión es O22-(anión peróxido).

Ejemplos:

Peróxido de sodio: Na2O2

El subíndice del sodio no es otra cosa que la carga del anión peróxido.

Este, por su parte, tiene su propio subíndice y como el sodio posee

valencia +1 no se agrega nada.

Peróxido de Calcio: CaO2

En este caso, ambos iones, poseen una carga igual a 2, Mg2+ y O22-, por

lo que al colocar los respectivos subíndices, estos se cancelan y solo

permanece el que indica el tipo de anión.

Peróxido niquélico: Ni2(O2)3

Para este caso, los iones poseen diferente carga, por lo que no se

cancelan los subíndices, y es necesario colocar el anión peróxido entre

paréntesis.

Superóxidos: el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser

diatómico la fórmula de su anión es O2- (anión superóxido).

Ejemplos:

Superóxido de sodio: NaO2

Como ambos iones tienen una carga igual a 1, ninguno lleva subíndice.

Superóxido de estaño: Sn(O2)2

En este caso, se indica como subíndice la valencia del Sn (II), poniendo

entre paréntesis el anión superóxido.

Importante: El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de

enlace diatómico nunca se simplifica, por lo que debes aprender bien los




56

tres tipos de compuestos binarios que forma el oxígeno y no confundirlos.

A modo de ejemplo, para que veas la diferencia entre ellos:

Óxido de estaño: SnO

Peróxido de estaño: SnO2

Superóxido de estaño: Sn(O2)2

Hidruros: Para formar un hidruro, el anión hidruro, H- , se puede combinar con

cualquier elemento que posee una carga positiva, sea metal o no metal.

Su fórmula general, para hidruros metálicos, es:

MeHn

Al ser un compuesto binario, los elementos que lo componen

intercambian sus números de valencia, que se colocan como subíndices. Es

importante que prestes atención a como está escrita la fórmula, con el H

en segundo lugar, al revés que los hidrácidos.

Para nombrarlos, se indica “hidruro de” seguida del nombre del metal.

Ejemplo:

NaH Hidruro de sodio

MgH2 Hidruro de Magnesio

Para los hidruros de elementos no metálicos, F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N,

B, P, C, etc., la fórmula se escribe al revés, primero el H y luego el no

metal. Si este es uno de los que pueden formar hidrácidos, siempre debe

acompañarse del estado de agregación gaseoso, ya que no son el mismo

compuesto.

HnE

Nomenclatura:

Primero, el nombre del elemento con terminación “uro” seguido por

“de hidrógeno”. También se puede usar otra forma, que usa “hidruro de”,

con un prefijo que indica la cantidad de H, seguido por el nombre del

elemento. Por ejemplo:




57

HCl Cloruro de hidrógeno

H2Se Selenuro de hidrógeno o de dihidrógeno

Los elementos no metálicos que forman este tipo de compuesto y que

no pertenecen al grupo de los halógenos ni al grupo del O, reciben

nombres particulares, no todos son gaseosos, e incluso, pueden ser bases

y no formar ácidos al disolverse en agua.

Ácidos especiales del azufre: Este grupo de ácidos está constituido por aquellos oxoácidos del

azufre que poseen más de un átomo de azufre o que contienen unión

peróxido en los oxígenos constituyentes de la molécula.

Oxoácidos con

dos átomos de

azufre

Los átomos de azufre

están unidos entre sí

H2S2O3 ácido tiosulfúrico

H2S2O4 ácido ditionoso

H2S2O5 ácido pirosulfuroso

H2S2O6 ácido ditiónico

Los átomos de azufre

no están unidos entre sí

H2S2O7 ácido pirosulfúrico

Oxoácidos con

tres o más

átomos de azufre

H2SnO6 ácidos politiónicos

(Por ejemplo, H2S4O6 ácido tetratiónico)

Contienen unión

peróxido

(oxígeno-oxígeno)

(peroxiácidos)

H2SO5 ácido peroximonosulfúrico

H2S2O8 ácido peroxidisulfúrico




58

Ejercitación

1) Determinar el número de oxidación de cada elemento en cada uno de

los siguientes compuestos, indicar el tipo de compuesto:

a) Ag2O b) HNO3 c) NH4+ d) NaH e) Au2O3 f) SO4

2- g) H2SO4

h) Cu2O i) CuO j) KCl k) MnO4- l) MnO4

2- m)Hg2O n) HgO

ñ) VO3- o) NO2

- p) BF4- q) NiO r) Ni2O3 s) ZnO t) SnO

u) Al(OH)3 v) Cr2O72- w) Be(OH)2 x) I- y) I2 z) H3PO4

2) Escribir la fórmula correspondiente:

a) óxido de sodio

b) óxido hipobromoso

c) óxido de iodo (V)

d) óxido cúprico

e) óxido de fósforo (III)

f) óxido de cobre (I)

g) óxido de fósforo (V)

h) óxido fosforoso

i) óxido clórico

j) óxido de cromo (III)

k) dióxido de carbono

l) óxido potásico

m) óxido de litio

n) heptóxido de cloro

ñ) óxido hipobromoso

o) superóxido de estroncio

p) peróxido de plata

q) óxido de manganeso (II)

r) dióxido de manganeso

s) óxido de cromo (VI)

t) óxido de plomo (IV)

u) óxido plumboso

v) óxido de níquel (II)

w) óxido de cadmio

x) óxido de zinc

y) óxido estañoso

z) óxido de estaño (IV)

3) Indicar los todos los nombres posibles correctos de los siguientes

óxidos:

a) Ag2O

b) Al2O3

c) Au2O

d) Au2O3

e) BaO

f) BeO

g) Bi2O5

h) Bi2O3

i) CaO

j) FeO

k) Hg2O

l) Cr2O3

m) PbO2

n) Cl2O7

ñ) Br2O7

o) P2O3

p) H2O2

q) Sb2O3

r) CrO

s) Cu2O

t) Fe2O3

u) K2O

v) Li2O2

w) I2O3


59

59

x) Mn2O3

y) NaO2

z) MnO

4) Escribir las ecuaciones de obtención de los compuestos de los ejercicios

2 y 3 a partir de sus elementos y clasificarlos como óxidos ácidos, básicos,

anfóteros o neutros.

5) Para los óxidos de los ejercicio 2 y 3, escribir, cuando corresponda, la

reacción de obtención de sus hidróxidos y nombrarlos.

6) Escribir las fórmulas de los siguientes ácidos:

a) ácido bromhídrico

b) ácido perclórico

c) ácido piroarsenioso

d) ácido nítrico

e) ácido carbónico

f) ácido brómico

g) ácido metaplumboso

h) ácido permangánico

i) ácido sulfuroso

j) ácido sulfhídrico

k) ácido cínquico

l) ácido sulfúrico

m) ácido mangánico

n) ácido telúrico

o) ácido selenhídrico

p) ácido hipobromoso

q) ácido crómico

r) ácido ortobórico

s) ácido silícico

t) ácido ortoestágnico

u) ácido fosforoso

6) Escribir los nombres correctos posibles para los siguientes ácidos:

a) HCl

b) HNO2

c) H2SeO3

d) HF

e) HIO4

f) HPO3

g) H3BO3

h) HBO2

i) H3PO3

j) HBrO2

k) HBO2

l) HNO3

m) H4P2O7

n) HCrO2

o) H4Sb2O5

p) HAlO2

q) H4PbO4

r) H2Cr2O7

s) H2S

t) H2CO3

u) H4As2O7

v) H2PbO2

w) H2MnO4

x) H2SnO3

y) H3AlO3

z) HMnO4

7) Nombrar las siguientes sales:

a) Cd(OH)Cl b) KHSO3


60

60

c) Li2HAsO4

d) [Sn(OH)2]3(PO4)2

e) Au2(HBO3)3

f) Co(OH)2]2SO3

g) HgHS

h) [Ga(OH)]2(Sb2O5)

8) Escribir la fórmula de las siguientes sales:

a) Sulfato ácido de estroncio

b) Bromuro dibásico férrico

c) Metaantimonito básico de

cinc

d) Pirofosfato dibásico de

plomo

e) Piroantimonito tribásico de

plomo

f) Telurito ácido estañoso

g) Carbonato ácido de litio

h) Sulfito dibásico de hierro

(III)

i) Nitrato básico de bario

j) Clorato tribásico de plomo

(IV)

k) Periodato dibásico de

alumnio

l) Sulfuro ácido de sodio

m) Ortoaluminato ácido

cuproso

n) Silicato triácido cobáltico

o) Metaplumbito ácido de

magnesio

p) Bromato básico cúprico

q) Sulfuro dibásico niquélico

9) Unir con flechas según corresponda el nombre con la fórmula.

Hidróxido de calcio H2S

Carbonato ácido de calcio KMnO4

Hidróxido áurico BaCO3

Ácido sulfhídrico Na2H2PbO3

Ortofosfito cúprico Ca(OH)2

Permanganato de potasio Cu3(PO3)2

Cloruro argéntico AgCl

Carbonato de bario MgO

Óxido de magnesio Ca(HCO3)2

Sulfato de litio Sr(OH)BO2

Plumbito diácido de sodio Li2SO4

Metaborato básico de estroncio Au(OH)3

Silicato ácido de hierro (II) Co2(H2SnO3)3

Cloruro de hidrógeno SiO2

Metaestañato de cadmio HCl

Dióxido de silicio CuSO4.5H2O

Sulfato cúprico pentahidratado H4P2O5

Estañito diácido cobáltico [Fe(OH)2]2CO3

Ácido pirofosforoso CdSnO3

Carbonato dibásico férrico Fe3(HSiO4)2


61

61

Del Número Másico al Peso Atómico Dado que el tamaño de los átomos es muy pequeño y que sus masas son

extremadamente pequeñas, es muy molesto expresar la masa de los mismos

en gramos. Por ejemplo, la masa en gramos del átomo más grande que se

conoce es de 4 x 10-22 gr.

Por ello se utiliza una unidad de masa mucho más apropiada para

referirnos a la masa de los átomos, moléculas e iones. La unidad es la uma, la

unidad de masa atómica, que equivale a una doceava parte de la masa del

núcleo del isótopo más abundante del carbono: el 12C. Se corresponde

aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se

abrevia como uma, aunque también puede encontrarse por su acrónimo

inglés: amu (Atomic Mass Unit).

1 uma = 1.67 · 10-27 kg

1 g ~ 6 · 1023 uma

Por ejemplo, la masa atómica (comúnmente llamado peso atómico) del Silicio

es de 28,1 uma.

Peso Molecular. Peso Fórmula. Peso Iónico Cuando dos o más átomos se mantienen químicamente unidos, dan lugar a

la formación de moléculas. Para encontrar el peso molecular de una molécula

simplemente deben sumarse los pesos atómicos que componen la molécula.

Los subíndices en las fórmulas químicas indican el número de átomos de cada

elemento que compone la molécula.

¿Cómo calcular el peso molecular del agua?

Una molécula de agua se encuentra formada por dos átomos de hidrógeno

y un átomo de oxígeno. El agua tiene un peso molecular de 18 uma:

2 x 1 uma + 1 x 16 uma = 18 uma

Para el ácido sulfhídrico el peso molecular sería:

2 x 1 uma + 1 x 32 uma = 34 uma

Las sales se encuentran formadas por iones, cationes y aniones. El cloruro

de sodio (NaCl), por ejemplo, se encuentra formado por iones Na+, cargados

positivamente y iones Cl-, cargados negativamente. Un cristal de cloruro de

sodio se encuentra formado por miles de estos iones los cuales se mantienen

unidos casi exclusivamente por la acción de una sola fuerza, la atracción

electrostática producida entre cargas opuestas. No existen moléculas

discretas de NaCl en una muestra de NaCl, sino que existe un conjunto de

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/i/is/isotopo.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/c/ca/carbono.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/p/pr/proton.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/h/hi/hidrogeno.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/u/um/uma.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/k/ki/kilogramo.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/g/gr/gramo.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/u/um/uma.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/m/ma/masa_atomica.html

http://www.guajara.com/wiki/es/wikipedia/s/si/silicio.html


62

62

varios iones, positivos y negativos, atraídos entre sí electrostáticamente.

Por lo tanto si tenemos un cristal de NaCl en la mano tenemos que saber que

no estamos en presencia de una molécula de NaCl, sino que tenemos miles de

iones Na+ y miles de iones Cl-, que se disponen de modo tal de formar una

red cristalina. Por lo tanto es incorrecto decir peso molecular del NaCl (o de

cualquier sal y otros compuestos) sino que se dice peso fórmula. Este se

refiere al de una fórmula unidad de NaCl. Para calcular el peso fórmula de

un compuesto simplemente se suman los pesos atómicos de los átomos

constituyentes del compuesto.

El peso fórmula del NaCl es entonces:

1 x 23 uma + 1x 35,5 uma = 58,5 uma

El peso iónico es el peso de un ión. El peso iónico será igual al peso

atómico en el caso de que el átomo haya ganado o cedido electrones (dado

que el peso del electrón es muy pequeño se lo considera despreciable). Si en

cambio hay varios átomos constituyendo al ión, se obtiene el peso iónico del

mismo modo que el peso molecular o el peso fórmula: sumando los pesos

atómicos de todos los átomos constituyentes del ión.

Peso iónico del calcio, Ca2+ = 40 uma

Peso iónico del sulfato, SO42- =

PAS + 4 PAO = 32 uma + 64 uma = 96 uma

El Mol Un mol, es simplemente una unidad de cantidad, así como es la docena, la

centena, la decena, etc. Una decena nos da idea del número 10, una docena

del número 12, la centena del número 100. Un mol nos da la idea del número

6.0221 x 1023. En general, está permitido utilizar el número 6 x 1023 dado

que no se comete demasiado error.

Una docena de mandarinas nos da la idea de doce mandarinas, por lo tanto

un mol de moléculas de cloro nos da la idea de un conjunto de 6 x 1023

moléculas de cloro. Un mol de moléculas de nitrógeno nos da la idea de 6 x

1023 moléculas de nitrógeno.

Así como podemos decir, una docena de papas, una docena de naranjas o

una docena de huevos (dándonos en todos los casos la idea del número 12,

sin importar de qué se trate) también podemos decir un mol de átomos de

cloro, un mol de átomos de nitrógeno, significando en todos los casos un

valor de 6 x 1023 átomos. También podemos hablar de un mol de iones. Por

ejemplo, un mol de iones Na+, significando la presencia de 6 x 1023 iones Na+.

¿Por qué se utiliza el mol?


63

63

Dado que el tamaño de las partículas (ya sean átomos, iones, moléculas o

fórmulas unidad) es tan pequeño, no se podría trabajar en el laboratorio con

las diferentes partículas. Para poder trabajar con las distintas sustancias

debemos hacerlo con un gran número de ellas, es decir con 6 x 1023.

El mol es entonces un múltiplo que nos sirve para trasladarnos de la

escala de los átomos y moléculas (que se escapan de nuestro dominio e

incluso de nuestro entendimiento) a la escala de los gramos.

6 x 1023 se denomina Número de Avogadro, y se lo simboliza con la letra

N. Entonces un mol de partículas contiene un número de Avogadro de

partículas.

Ejemplos:

1) Una botella contiene 2 moles de moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4).

¿Cuántas moléculas contiene la botella?

1 mol de moléculas de H2SO4---------------6 x 1023 moléculas de H2SO4

2 moles de moléculas de H2SO4----------- x= 1,2 x 1024 moléculas de

H2SO4

2) Si una botella tiene 2,4 x 1025 moléculas de cloro, ¿cuántos moles de

moléculas contiene?

6 x 1023 moléculas de Cl2--------------- 1 mol de moléculas de Cl2

2,4 x 1025 moléculas de Cl2---------- x= 40 moles de moléculas de Cl2

3) Un tubo contiene 100.000 moléculas de fósforo (P4).

a) ¿Cuántos moles de moléculas de P4 contiene?

b) ¿Cuántos átomos de P contiene?

c) ¿Cuántos moles de átomos de P contiene?

a)

6 x 1023 moléculas de P4--------------1 mol de moléculas de P4

100.000 moléculas de P4 ------ x = 1,7 x 10-19 mol de moléculas de P4

b)

1 molécula de P4 -------- 4 átomos de P


64

64

105 moléculas de P4 ------ x= 4 x 105 átomos de P

c)

6 x 1023 moléculas de P4 ----------- 4 moles de átomos de P

105 moléculas de P4 ---------------- x = 6,67 x 10-19 moles de átomos de P

Volumen molar El volumen molar es el volumen que ocupa un mol de moléculas de cualquier

gas bajo condiciones llamadas “normales” de presión y temperatura (CNPT)

en donde la presión es de 1 atmósfera y la temperatura de 0 ºC. El volumen

molar para cualquier gas en CNPT es igual a 22, 4 litros.

Es decir que si un mol de moléculas de gas ocupa 22, 4 L, en este volumen

se van a encontrar 6 x 1023 moléculas del gas.

Ejemplos:

1) ¿Qué volumen ocuparán 5 moles de nitrógeno (N2) en condiciones

normales de presión y temperatura?

1 mol de moléculas de N2 ----------- 22,4 L en CNPT

5 moles de moléculas de N2 ----------- x = 112 L

2) Si en un tubo de gas se encuentran presentes 15 L de H2 en CNPT:

a) cuántos moles de moléculas de H2 contiene el tubo?

b) cuántas moléculas de H2 contiene?

c) cuántos átomos de H2 contiene el recipiente?

a)

22,4 L de H2 --------------------1 mol de moléculas de H2

15 L de H2 ------------------ x= 0,67 moles de moléculas de H2.

b)

22,4 L de H2 -------------------- 6 x 1023 moléculas de H2

15 L de H2 ------------------x = 4,01 x 1023 moléculas de H2

c)

22,4 L de H2 -------------------- 2 x 6 x 1023 átomos de H

15 L de H2 ------------------x = 8,03 x 1023 átomos de H

Relación entre moles y masa

Podemos definir el concepto de mol de otra forma: “un mol es la

cantidad de materia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas,

iones o cualquier partícula que se considere) como el número exacto de

átomos en 12 gramos de 12C”. Este número es 6 x 1023 y al igual que en el


65

65

carbono, en cualquier otra sustancia, siempre que tengamos un número de

Avogadro de partículas, su masa será numéricamente igual a la masa de una

sola partícula (PA, PM, PF, PI) pero expresada en gramos.

La masa en gramos de un mol de sustancia se denomina, en general, masa

molar, y en particular, de tratarse de un mol de átomos, átomo gramo; de

tratarse de un mol de fórmulas unidad, fórmula gramo; para un mol de

moléculas, molécula gramo y para un mol de iones, ión gramo.

Ejemplos:

PA del Cl = 35,5 uma

1 átomo de Cl --------------------35,5 uma

1 mol de átomos de Cl ---------35,5 g ---------1 átomo gramo de Cl

2) PI Cl- = 35,5 uma

1 ión Cl- ----------------------------35,5 uma

1 mol de iones Cl- ---------------35,5 g --------- 1 ión gramo de Cl-

3) PM Cl2 = 71 uma

1 molécula de Cl2-----------------71 uma

1 mol de moléculas de Cl2 ----71 g----1 molécula gramo de Cl2----22,4L de Cl2

en (CNPT)

4) PF CaCl2 = 111 uma

1 fórmula unidad de CaCl2 -------------111 uma

1 mol de fórmula unidad de CaCl2 ---111 g ---------1 fórmula gramo de CaCl2

5) En un recipiente se encuentran 12 g de Na2SO4. Calcule:

a) Cuántos moles de fórmula unidad contiene?

b) Cuántos moles de iones contiene el recipiente?

a) PF Na2SO4 = 142 uma.

142 g de Na2SO4 --------------------1 mol de fórmulas unidad

12 g de Na2SO4 ------------------ x = 0,084 mol de fórmulas unidad

b) Observando la fórmula del Na2SO4 vemos que está constituida por dos

iones sodio y un ión sulfato, esto hace un total de tres iones por fórmula

unidad de Na2SO4. Por lo tanto:

142 g de Na2SO4 --------------------3 moles de iones

12 g de Na2SO4 ------------------- x = 0,25 moles de iones


66

66

Ejercitación 1) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en cada una de las siguientes

sustancias?

a) 21,4 g de oxígeno

b) 6,42 x 1024 átomos de oxígeno.

c) 11,21 x 1022 moléculas de SO3.

d) 4,20 x 10-2 moles de fórmula unidad de Na2SO3.

e) 3,89 x 10-5 moles de moléculas de P4O10.

2) Calcular la masa en gramos de un átomo de:

a) Oxígeno

b) Plomo

c) Platino

d) Aluminio

e) Hidrógeno

3) ¿Cuántos átomos de silicio hay en una muestra de 18,35 g de este

elemento?

4) En un recipiente se guardaron 0,78 moles de selenuro de hidrógeno.

a) ¿Cuántos gramos de selenuro de hidrógeno contiene el recipiente?

b) ¿Cuántos átomos gramo de hidrógeno y de selenio hay?

c) ¿Cuántos gramos de hidrógeno y de selenio contiene?

d) ¿Cuántas moléculas contiene?

e) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno y de selenio hay?

f) ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuántos de selenio contiene el

recipiente?

5) Una muestra de Cloro gaseoso tiene 8,32 x 1020 átomos.

a) ¿Cuántos moles de moléculas hay?

b) ¿Cuántos moles de átomos hay?

c) ¿Qué volumen, medido en CNPT, ocupa la muestra?

6) ¿Cuántos átomos gramo de cada elemento contienen:

a) 27,3 g de cadmio.

b) 4,98 g de bromo.

c) 32,7 g de platino.

d) 95,4 g de fluor.

e) 32,5 g de P4.

7) ¿Cuántos gramos de cobre hay en cada uno de los siguientes minerales:

a) Cuprita (Cu2O)


67

67

b) Piritas cupríferas (CuFeS2)

c) Malaquita (CuCO3.Cu(OH)2)

8) Responde:

a) ¿Cuántos moles de fórmulas unidad están contenidos en 31,43 g de

Al2O3?

b) ¿Cuántos átomos gramo están contenidos en 15,25 g de hierro?

c) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 30 L (CNPT) de Iodo?

9) Se tienen 50 dm3 de Cl2 en CNPT, se desea saber ¿cuántos moles y qué

masa de cloro hay?

10) ¿Qué volumen ocupan 3 moles de nitrógeno? y ¿qué masa le

corresponde?

11) En un recipiente cerrado hay 24 cm3 de oxígeno, indicar la cantidad de

moléculas presentes.

12) ¿Cuántos moles de CO2 representan 2,709.1024 moléculas? Indicar la

masa, el volumen (CNPT).

13) Sabiendo que la densidad del CO2 es 1,965 g/dm3, calcular:

a) El volumen que ocupan 88 g del gas.

b) El número de moles presentes en 88 g del gas.

14) Se tienen 0,03 m3 de gas amoníaco (NH3) en un recipiente cerrado,

calcular:

a) los moles de amoníaco presentes.

b) la cantidad de moléculas presentes.

c) la masa del gas.

d) los moles de átomos de H y de N.

15) Si se tienen 40 gramos de una sustancia al estado gaseoso el volumen

que ocupa esa masa en CNPT es:

a) 11,4 dm3.

b) 40 dm3.

c) 22,4 dm3.

d) Depende de que compuesto se trate.

e) Ninguno de los anteriores.

16) Si se tienen 5 moles de una sustancia al estado gaseoso, el volumen que

ocupa esa sustancia es:

a) 44,8 dm3.


68

68

b) 1 dm3.

c) 22,4 dm3.

d) 112 dm3.

17) Completar la siguiente tabla:

ESPECIE QUÍMICA Peso atómico

(de cada

elemento)

Peso

molecular

Átomo

gramo

(de cada

elemento)

Molécula

gramo

Nº de

átomos de

cada

elemento

Fórmula Nombre

HBr

HBrO4

Br2O5

Ozono

H2O

H2CO3

Ácido

pirofosfórico

P2O3

18) ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en 1 L medido a O ºC y 1 atmósfera

de presión?

19) En una muestra de carbono hay 7,62 x 1028 átomos.

a) ¿Cuántos gramos de carbono son?

b) Cuántos moles de átomos hay en ella?

20) En 725 g de ácido Pirofosforoso.

a) ¿Cuántos moles me moléculas hay?

b) ¿Cuántos átomos de fósforo hay?

c) ¿Cuántos átomos gramo de fósforo, cuántos de oxígeno y cuántos de

hidrógeno hay?

21) ¿Cuántos moles de ión sulfito hay presentes en 48,32 g de sulfito de

estroncio?

22) Sabiendo que el sulfato de cobre (II) se encuentra a temperatura y

presión ambiente cristalizado con 5 moléculas de agua, averiguar:

a) ¿cuántos moles representan 17 g de la sal cristalizada?

b) ¿Cuántos átomos gramo de azufre y cuántos de oxígeno hay en 77,42 g

de la sal cristalizada?

c) ¿Qué número de átomos de cada elemento hay en 2,48 g de la sal

cristalizada?

d) ¿Cuántos gramos de sal anhidra hay en 48, 90 g de la sal hidratada?


69

69

23) Justificar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas,

40 gramos de yoduro de plata representan:

a) 20 g de ión yoduro.

b) 18 g de ión plata.

c) 0,17 mol de yoduro de plata.

d) 1,02 x 1023 moles de fórmulas unidad de yoduro de plata.

e) 1,02 x 1023 moléculas de yoduro de plata.

f) 1,02 x 1023 fórmulas unidad de yoduro de plata.

g) 1,02 x 1023 iones plata.

h) 1,02 x 1023 iones yoduro.


70

70

Ley de la conservación de la materia o Ley de conservación

de la masa “La materia no crea ni se destruye, sólo se transforma”.

El estudio de innumerables reacciones químicas ha demostrado que la

masa total de toda sustancia presente después de una reacción química, es

la misma que la masa total antes de la reacción. Una forma más precisa de

explicar esto sería que los átomos ni se crean si se destruyen, sólo se

realiza un intercambio de partículas que adquieren una nueva distribución.

Veamos un ejemplo: Si mezclamos un reactivo A con un reactivo B y entre

ellos reaccionan, formarán el producto B y el producto C.

A + B C + D

masa 1 masa 2

Si medimos la masa de A + B, masa 1, podremos comprobar que es la

misma que la masa de C + D, masa 2, entonces:

Masa 1 = masa de A + masa de B

Masa 2 = masa de C + masa de D

Masa 1 = masa 2

Masa de A + B = masa de C+ D

Esta ley, como la mayoría de las leyes químicas, tiene importancia no sólo

en un laboratorio, sino también fuera de él. Por ejemplo, si tiramos

desperdicios en un lago, pueden quedar en él como tal, contaminándolo, o

bien pueden sufrir cambios químicos o quedar inactivos y reaparecer como

tóxicos en los peces o en el agua, sea lo que sea lo que suceda, los átomos no

se destruyen.

La transformación de un tipo de materia en otra (cambio químico) está

siempre acompañada por la conversión de una forma de energía en otra.

Generalmente, se trata del calor que es absorbido o liberado, pero otras

veces la transformación involucra la luz o energía eléctrica. Aquí surge una

nueva ley que es la Ley de la Conservación de la Energía, que dice que

durante un cambio químico ordinario, la energía no puede ser creada ni

destruida, sino que puede transformarse de un tipo a otro de energía.

Estequiometría La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos

en una reacción química.


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71

Ya vimos que una reacción química es un proceso en el cual una sustancia

(o varias sustancias) cambia/n para formar una o más sustancias nuevas. Se

representan mediante ecuaciones químicas.

El estado físico de los reactivos y productos debe indicarse mediante los

símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido,

respectivamente.

Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio al agua, se

escribe:

NaCl(s) NaCl(aq)

dónde aq (o ac) significa disolución acuosa. Al escribir H2O sobre la flecha

se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas

veces no se pone, para simplificar.

El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil

en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio y el

nitrato de plata en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata.

KBr(ac) + AgNO3(ac) KNO3(aq) + AgBr(s)

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una

persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr

sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.

Cálculos estequiométricos

Antes de realizar cualquier cálculo estequiométrico es indispensable

escribir la ecuación química correcta, puesto que en base a ella es que

procederemos a realizar dichos cálculos. Veamos algunos ejemplos:

1) Calcular la cantidad en gramos de Ca(OH)2 que deberán reaccionar con

HCl (acuoso) para formar 40 g de cloruro de calcio.

Lo primero que tenemos que realizar es plantear la reacción química en base

a los datos que nos dan.

Ca(OH)2 (s) + HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l)

El segundo paso que debemos realizar es el balanceo de la ecuación.

Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + 2 H2O (l)


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72

El tercer paso es colocar los datos que nos da el problema debajo de cada

sustancia de la ecuación.

Ca(OH)2 (s) + HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l)

? 40 g

El próximo paso es colocar los pesos moleculares de cada uno de los

componentes de la ecuación.

74 uma 71 uma 111 uma 18 uma

Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + 2 H2O

? 40 g

Ahora sólo nos resta aplicar reglas de tres para obtener los resultados.

Sabemos, según la ecuación química balanceada, que, llevado a la escala

práctica para trabajar en el laboratorio: 74 g de Ca(OH)2 van a reaccionar

con 2 x 71 g = 142 g de HCl para dar 111 g de CaCl2 y 2 x 18 g = 36 g de H2O.

Por lo tanto debemos preguntarnos, si 74 g de Ca(OH)2 forman 111 g de

CaCl2 los 40 g a partir de cuántos g de Ca(OH)2 provendrían? Para poder

responder realizamos una regla de tres simple

111 g de CaCl2 ------------------------74 g de Ca(OH)2

40 g de CaCl2------------------------x= 26,67 g de Ca(OH)2

Reactivo limitante Son muy pocas las veces que los reactivos de una reacción química se

encuentran en cantidades estequiométricas, es decir, en cantidades tales

que si la reacción se completa no queda nada de ninguno de los reactivos.

La mayoría de las veces no es así, y en este caso hay un reactivo que se

consume por completo (reactivo limitante o reactivo en defecto) y un

reactivo del cual queda algo sin reaccionar (reactivo en exceso). Por lo

tanto la cantidad de producto que se forma va a depender del reactivo

consumido, por lo tanto será el reactivo limitante el que condicione, o del

que dependerá la cantidad de producto formado.

Esto implica que antes de realizar cualquier cálculo debemos determinar

cuál es el reactivo limitante para poder luego calcular la cantidad de

producto formado.

En similares palabras, entonces, el reactivo limitante es el reactivo que se

encuentra en menor proporción en moles que la que señala la proporción

estequiométrica, de forma que, cuando él se acaba, la reacción se detiene y,

por lo tanto, actúa limitando o controlando la cantidad máxima de producto

que se puede obtener.

(provendrán de)

(provienen de)


73

73

Supongamos que queremos construir cochecitos con un mecano, de

manera que disponemos de ruedas, volantes, motores y carrocerías. Para

cada coche que construyamos necesitamos un motor, cuatro ruedas, un

volante y una carrocería. Disponemos de gran cantidad de cada una de las

piezas necesarias para ello, salvo de motores, por lo tanto vamos a poder

construir tantos cochecitos como motores tengamos. De manera análoga

actúa el reactivo limitante en una reacción química. Es el que va a controlar

la cantidad máxima de producto que se puede obtener ya que cuando dicho

reactivo se acaba se detiene la reacción química.

Piezas del cochecito Reactivos químicos

Motores Reactivo limitante

Proporción en el número de piezas Proporción estequiométrica

Construcción de cochecitos Reacción química

Cochecitos construidos Productos químicos

No podemos, por tanto, mezclar cualquier proporción de moles de

reactivos y lograr que se transformen totalmente. Cuando la reacción

química finaliza pueden haberse agotado todos los reactivos o quedar en

exceso alguno de ellos. En este último caso se denomina reactivo limitante a

aquel que se agota en primer lugar.

Veamos otra analogía

“En una clase de la escuela secundaria hay 15 varones y 21 mujeres.

Vamos a considerar el siguiente problema: “los estudiantes deben formar

equipos para una competición. Cada equipo debe contener 3 varones y 7

mujeres. ¿Cuántos equipos pueden formarse en la clase?”.

Tomando el número de varones, encontramos que pueden formarse15/3=5

equipos. Sin embargo, formar 5 equipos requiere 5x7=35 mujeres, y no

tenemos esa cantidad de mujeres. Así el número de varones no puede

determinar el número de equipos, y si los varones no pueden entonces las

mujeres podrán.

La solución de este problema puede ser escrita en forma química también.

Si otorgamos los símbolos V para los varones y M para las mujeres, la

fórmula del equipo es: V3M7, y el proceso de formación del equipo, podría

escribirse como sigue:

3V + 7M = 1 V3M7

Tenemos:

15 varones 21 mujeres

+3 varones/1 equipo +7 mujeres/ 1 equipo

Formamos:

5 equipos 3 equipos


74

74

Notemos que este procedimiento refleja dos tipos de información:

primero, la máxima cantidad de producto que puede ser producida (3

equipos), y segundo el reactivo limitante (mujeres).

Ahora veamos lo mismo pero con un ejemplo químico. Por ejemplo,

“¿cuántos moles de amoníaco se pueden obtener por la reacción de 5 moles

de nitrógeno y 9 moles de hidrógeno?”. La solución es similar a la del

problema anterior:

N2 + 3H2 = 2NH3

Tenemos

5 moles de N2 9 moles de H2

1 mol de N2/ 2 moles de NH3 3 moles de H2/ 2 moles de NH3

Formamos

10 moles de NH3 6 moles de NH3

Entonces ¿cómo hacemos los cálculos de reactivo limitante?

Para el ejemplo anterior sería: Nos pregunta que cuántos moles de NH3

se pueden formar a partir de 5 moles de N2 y de 9 moles de H2. Por la

estequiometría de la reacción sabemos que:

1 mol de N2---------(reacciona con)------------ 3 moles de H2

5 moles de N2-------(reaccionarán con)--------- X = 15 moles de H2

¿Qué conclusión sacamos de este cálculo? Debemos hacernos un planteo

para saber finalmente cuál es el reactivo limitante de la reacción.

“Para que reaccione todo el nitrógeno presente (5 moles) se necesitan 15

moles de hidrógeno, y sólo contamos con 9 moles, por lo tanto el reactivo

que se encuentra en menor proporción es el hidrógeno, por esa razón es el

reactivo limitante” Es decir que nunca se va a poder gastar todo el

nitrógeno, dado que se va a gastar primero el hidrógeno por estar en menor

proporción respecto de la relación estequiométrica.

Veamos otra forma de realizar el cálculo de reactivo limitante.

3 mol de H2 ---------(reacciona con)------------ 1 moles de N2

9 moles de H2-------(reaccionarán con)--------- X = 3 moles de N2

¿Y qué conclusión sacamos de este otro cálculo? La misma. Debemos

hacernos el mismo planteo siempre.

“Para que reaccione todo el hidrógeno se necesitan sólo 3 moles de

nitrógeno, y hay presentes 5 moles, por lo tanto aún gastándose todo el

hidrógeno va a sobrar nitrógeno, por lo tanto el hidrógeno es el reactivo

limitante”


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Ejercitación 1) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones

indicadas y nombrarlas:

a. HNO3 + Mg(OH)2

b. HCl + NaOH

c. HI + LiOH

d. H2S + Ba(OH)2

e. H2SO4 + KOH

f. H2CO3 + Ca(OH)2

2) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e

igualarlas:

a) Flúor + hidrógeno

b) Oxido de aluminio + hidróxido de sodio

c) Hidróxido de aluminio + ácido sulfúrico

d) Oxido de aluminio + ácido clorhídrico

e) Hidróxido de magnesio + ácido nítrico

f) Bromo + hidrógeno

g) Ácido yodhídrico + hidróxido de bario

h) Sulfuro de hidrógeno + hidróxido cúprico

i) Ácido fosfórico + hidróxido de calcio

3) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas:

a) Monóxido de potasio más agua

b) Oxido plumboso más agua

c) Ácido sulfúrico más hidróxido manganoso

d) Ácido nitroso más hidróxido de plata

e) Ácido clórico más hidróxido de plata

4) ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de

dióxido de azufre?

5) ¿Qué masa de óxido resulta necesaria para obtener 3150 g de ácido

nítrico? ¿Cuántos moles de agua reaccionan?

6) Se hacen reaccionar 5,5 litros de oxígeno medidos en CNPT con cantidad

suficiente de nitrógeno, calcular:

a) Los moles de nitrógeno que reaccionan.

b) Volumen de nitrógeno necesario.

c) Número de moléculas del compuesto formado, sabiendo que se obtiene

óxido nítrico.


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76

7) Se quieren preparar 3000 Kg de amoniaco a partir de la reacción:

N2 (g) + 3 H2 (g)→ 2 NH3 (g)

Calcular:

a) Volumen de nitrógeno medido en CNPT necesarios.

b) Masa de hidrógeno necesaria.

8) Se quieren obtener 15 litros de dióxido de carbono (CNPT) según la

reacción:

Na2CO3 (s) + 2 HCl (ac) CO2 (g) + H2O (l) + 2 NaCl (aq)

Calcular:

a) Masa de Na2CO3 necesaria.

c) Masa de NaCl que se forma.

9) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación:

2 H2SO4 (ac) + Cu (s) SO2 (g) + CuSO4 (aq) + 2 H2O (l)

Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular:

a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?

b) Número de moles de SO2 que se desprenden.

c) Masa de CuSO4 que se forma.

d) Átomos gramo de cobre que había.

10) El ácido bromhídrico y el ácido sulfúrico reaccionan según la ecuación:

H2SO4 (aq) + HBr (aq) SO2 (g) + Br2 (l) + 2 H2O (l)

Si reaccionan 3 fórmulas gramo de H2SO4, calcular:

a) Masa de HBr necesaria.

b) Número de moles de Br2 formados.

c) Volumen de SO2 que se desprende simultáneamente (medidos en CNPT).

11) Cuando se trata el cobre con ácido nítrico se produce una reacción según

la ecuación:

8 HNO3 (aq) + 3 Cu (s) 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)

Calcular:

¿A) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico reaccionarán con 200 g de cobre?

b) ¿Qué peso de sal cúprica se obtendrá?


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77

12) El tejido óseo de una persona adulta pesa aproximadamente 11 Kg y

contiene 50 % de Ca3(PO4)2. Determinar los kilogramos de fósforo que hay

en el tejido óseo de una persona adulta.

13) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio son necesarios para neutralizar

364 g de HCl?

14) ¿Cuántos moles de hidróxido de calcio son necesarios para neutralizar

490 g de ácido sulfúrico?

15) ¿Cuántas moléculas de ácido nítrico se necesitan para neutralizar 370 g

hidróxido de calcio?

16) Calcular las masas de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio que se

necesitan para preparar 292 g de cloruro de sodio.

17) Calcular la masa de sulfato ácido de sodio que se obtiene tratando 2,92

Kg de cloruro de sodio sólido con 1,78 moles ácido sulfúrico (el otro

producto es cloruro de hidrógeno). ¿Cuántos kilogramos de cloruro de

hidrógeno gaseoso se obtienen? ¿Qué volumen ocupa ese gas?

18) Calcular la cantidad en peso y en volumen de CO2 (en CNPT) que se

obtienen al tratar 380 g de carbonato de calcio con la cantidad

estequiométrica de ácido clorhídrico. Calcular, además, la cantidad de

cloruro de calcio formado.

CaCO3 (s) + HCl (ac) CaCl2 (aq) + H2O (l)+ CO2 (g)

19) ¿Qué masa de dióxido de carbono se producirá al reaccionar 8,0 gramos

de metano (CH4) con 48 gramos de oxígeno en la combustión del metano?

(el otro producto es agua).

20) ¿Cuántos moles de moléculas de XF6 (hexafluoruro de xenón) se

obtienen a partir de 0,0450 g de Xe y 0,0458 g de F2?


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Ejercitación adicional

1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de

compuesto es cada uno:

a. Sulfito de sodio.

b. Carbonato básico de cobre (II).

c. Carbonato de bario.

d. Sulfuro de plomo.

e. Sulfato ácido de potasio.

f. Bicarbonato de calcio.

g. Nitrato cúprico.

h. Sulfuro de hidrógeno.

i. Fosfato ácido de calcio.

j. Fluoruro de litio.

k. Bisulfato de magnesio.

2) Nombrar los siguientes sales neutras:

a. Al2(SO4)3

b. FeS

c. NiCO3

d. NaNO2

e. K2SO3

f. Ca(ClO2)2

3) La formula correcta del sulfuro antimonioso es:

a. AtS

b. AnS

c. SbS2

d. Sb2S3

4) La formula correcta del cincato de potasio es:

a. K2ZnO2

b. K2Zn

c. K2ZnO

d. KZn

5) Mencionar el número de oxidación con que actúa cada elemento en cada

uno de los siguientes compuestos:

a. SO2

b. Cu2O

c. NH3

d. N2O5


79

79

e. Al2O3

f. SO3

6) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones


a) Na + O2

b) Ca + O2

c) Fe + O2 = óxido de hierro(II)

d) Fe + O2 = óxido de hierro(III)

e) C + O2 = óxido de carbono(IV)

f) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(II)

g) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(III)

h) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(IV)

i) Cl2 + O2 = óxido de cloro(I)

j) Cl2 + O2 = óxido de cloro(VII)

k) P4 + O2 = óxido de fósforo(III)

l) P4 + O2 _ óxido de fósforo(V)


indicadas y nombrarlas.

a) P2O5 + H2O

b) K2O + H2O

c) BaO + H2O

d) Cl2O + H2O

e) P2O5 + 3.H2O

f)Al2O3 + H2O

g) I2 + H2

h) N2O5 + H2O

i) S + H2



b) Oxido cuproso.

c) Dióxido de carbono.

d) Hidróxido niqueloso.

e) Oxido férrico.

f) Oxido de cinc.

g) Oxido ferroso.

h) Monóxido de carbono.

i) Acido sulfuroso.

j) Hidróxido ferroso.


80

80


igualarlas:

a) Trióxido de azufre + agua

b) Cinc + oxígeno

c) Oxido de litio + agua

d) Oxido de aluminio + agua

e) Oxido de cinc + agua

f) Oxido férrico + agua

g) Dióxido de carbono + agua

h) Oxido ferroso + agua

i) Sodio + agua

10) Nombrar los siguientes compuestos.

a) HBrO2

b) H2S

c) HclO4

d) NH4OH

e) Fe(OH)2

f) CuOH



a) K + O2

b) Ba + O2

c) Cu + O2 = óxido de cobre(I)

d) Cu + O2 = óxido de cobre(II)

e) S + O2 = óxido de azufre(II)

f) S + O2 = óxido de nitrógeno (IV)

g) S + O2 = óxido de nitrógeno (VI)

h) Br2 + O2 = óxido de bromo(I)

i) Br2 + O2 = óxido de bromo(III)

j) Br2 + O2 = óxido de bromo(V)

k) Br2 + O2 = óxido de bromo(VII)

l) Pb + O2 = óxido de plomo(II)

m) Pb + O2 = óxido de plomo(IV)


indicadas y nombrarlas.

a) SnO2 + H2O

b) Li2O + H2O

c) CaO + H2O

d) I2O + H2O

e) P2O5 + 2.H2O


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81

f) Fe2O3 + H2O

g) Br2 + H2

h) N2O3 + H2O

i) F2 + H2



a) Dióxido de carbono.

b) Oxido cúprico.

c) Dióxido de bario.

d) Hidróxido de calcio.

e) Hidróxido de aluminio.

f) Hidróxido de potasio.

g) Acido clórico.

h) Acido ortofosfórico.

14) La fórmula correcta del ácido sulfúrico es:

a) H2SO2

b) HSO3

c) H2SO3

d) H2SO4


igualarlas:

a) Dióxido de azufre + agua

b) Berilio + oxígeno

c) Oxido estánnico + agua

d) Oxido estañoso + agua

16) Escribir las ecuaciones de formación de todos los óxidos del cromo,

nombrarlos y decir qué tipo de óxido es cada uno.

17) Escribir las ecuaciones de formación de los siguientes óxidos:

a) Oxido de plata.

b) Oxido áurico.

c) Oxido mercurioso.

d) Oxido mercúrico.

e) Oxido hipobromoso.

f) Oxido cloroso.

g) Oxido yódico.

h) Oxido perbrómico.


82

82

18) Con los óxidos anteriores escribir las ecuaciones de formación de los

respectivos hidróxidos y oxoácidos y nombrarlas.

19) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las

sustancias obtenidas:

a) Na (s) + O2 (g)→ Na2O (s)

b) Ca (s) + O2 (g)→ CaO (s)

c) Fe (s)+ O2 (g)→ FeO (s)

d) Fe (s) + O2 (g)→ Fe2O3 (s)

e) N2 (g) + O2 (g) → N2O3 (g)

f) N2 (g) + O2 (g)→ N2O5 (g)

g) S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

20) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las

sustancias obtenidas:

a) Na2O (s) + H2O (l) → NaOH (aq)

b) N2O3 (g)+ H2O (l)→ HNO2 (aq)

c) CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq)

d) SO2 (g)+ H2O (l) → H2SO3 (aq)

e) Al2O3 (s) + H2O (l) → Al(OH)3 (s)

f) FeO (s) + H2O (l) → Fe(OH)2 (s)

g) N2O5 (g)+ H2O (l) → HNO3 (aq)

21) A partir del elemento correspondiente escribir todas las ecuaciones

necesarias para la formación de los siguientes compuestos, equilibradas y

con el nombre correspondiente a cada paso.

a) Acido permangánico.

b) Acido pirofosforoso.

c) Acido ortofosfórico.

d) Acido dicrómico.

e) Hidróxido crómico.

22) Escribir las fórmulas de las siguientes sales e indicar que tipo de


a) Yoduro cúprico.

b) Perclorato de calcio.

c) Sulfato de bario.

d) Cincato de sodio.

e) Sulfuro férrico.

f) Hipoclorito de sodio.

g) Nitrato básico cúprico.

h) Ortofosfato biácido de bario.

i) Carbonato ácido de calcio.


83

83

j) Yoduro básico de magnesio.


igualarlas:

a) Acido ortofosfórico (aq) + hidróxido de potasio (aq)

b) Hidróxido cúprico (s) + ácido nítrico (aq)

c) Acido sulfuroso (aq) + hidróxido ferroso (s)

d) Acido sufhídrico (aq) + hidróxido cuproso (s)

e) Hidróxido de potasio (aq) + ácido dicrómico (aq)

f) Hidróxido de sodio (aq) + ácido permangánico (aq)

24) Nombrar las siguientes sales:

a) (CuOH)2CO3

b) PbOHNO2

c) NaH2PO4

d) CaH2P2O7

25) Escribir y nombrar las fórmulas de todas las sales teóricamente

posibles de obtener por reacción entre:

a) Acido sulfúrico e hidróxido de calcio.

b) Acido carbónico e hidróxido de bario.

26) La formula correcta del bisulfito de calcio es:

a) Hso3ca

b) (HSO3)2Ca2

c) (HSO3)2Ca

d) CaS

e) ninguna d las anteriores

27) La formula correcta del yoduro básico de magnesio es:

a) MgOHI2

b) MgOHI

c) Mg2OHI

d) Mg(OH)2I

28) La formula correcta del perbromato de bario es:

a) Ba(BrO4)2

b) BaBrO4

c) Ba(BrO3)2

d) Ba3(BrO4)2

e) Ninguna de las anteriores


84

84

28) La formula correcta del hipoclorito de sodio es:

a) NaClO2

b) Na(ClO)2

c) Na2(ClO)2

d) NaClO

e) Ninguna de las anteriores

29) Dados los siguientes elementos: Cr, Au, Cu, F, I, Si, B, Mg, Li, Na, Zn y

C;

a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros.

b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos,

hidróxidos y ácidos.

c) Nombrar los compuestos obtenidos.

30) Dar los nombres de los siguientes compuestos:

a) F2O

f) HCl

k) H2S

p) PbO

u) Fe(NO3)2

b) I2O

g) LiOH

l) HMnO4

q) Na2O

v) K2SO3

c) MgO

h) Ni(OH)3

m) H3PO4

r) Ag2O

w) Fe(CO3)3

d) Li2O

i) HIO4

n) Fe2O3

s) Cu2O

x) Al2(SO4)3

e) Ni2O3

j) HNO3

o) BaO

t) FeO

y) ZnCr2O7

z) HNa2PO4

31) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos:

a) Oxido yódico.

b) Acido perclórico.

c) Acido yodhídrico.

d) Acido arsenioso.

e) Acido fluorhídrico.

f) Hidróxido crómico.

h) ácido brómico.

g) Peróxido de hidrógeno.

32) Clasificar los siguientes compuestos en óxidos básicos o ácidos,

nombrarlos:

a) SO3

b) CO2

c) Al2O3

d) SiO2

33) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las

siguientes sales:

a) Cromato mercúrico.


85

85

b) Bisulfato de calcio.

c) Cloruro cúprico.

d) Pirofosfato de potasio.

e) Bicarbonato de magnesio.

34) Dados los siguientes elementos: Fe, K, Mn, Pb, Ba, Be, Si, Br, Ag, Hg, Ni,

Ga y Pt;

a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros.

b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos,

hidróxidos y ácidos.

c) Nombrar los compuestos obtenidos.

35) Dar los nombres de los siguientes compuestos:

a) Cr2O3 g) HI m) K2SO4

b) CuO h) HIO3 n) Na2CO3

c) H2CO3 i) HNO2 o) AgCl

d) CO2 j) Al(OH)3 p) FeSO4

e) I2O3 k) N2O5 q) BaBr2

f) Ba(OH)2 l) Fe(OH)2 r) KMnO4

36) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas:

a) Dióxido de silicio (s) más agua (l)

b) Oxido de bario (s) más agua (l)

c) Ácido clorhídrico (aq) más hidróxido de calcio (aq)

d) Ácido bromhídrico (aq) más hidróxido de sodio (aq)

e) Ácido nítrico (aq) más hidróxido de potasio (aq)

37) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las

siguientes sales:

a) Sulfato de potasio.

b) Bicarbonato de sodio.

c) Sulfito ferroso.

d) Nitrato de aluminio.

38) Igualar las siguientes ecuaciones:

a) MnO2 (s) + HCl (aq) MnCl2 (ac) + H2O (l) + Cl2 (g)

b) Zn (s)+ HCl (aq) ZnCl2 (aq)+ H2 (g)

c) KCl (s) + MnO2 (s)+ H2SO4 (aq) K2SO4(aq) + MnSO4 (aq) +

H2O (l) + Cl2(l)

d) Br2 (l) + KOH (aq) KBr (aq)+ KBrO2 (aq)+ H2O (l)

e) K2Cr2O7 (aq) + H2SO4 (aq) K2SO4 (aq) + Cr2(SO4)3 (aq)+

H2O (aq)+ O2 (g)


86

86

f) KMnO4 (s) + H2SO4 (aq) MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) +

H2O (l) + O2 (aq)

39) Una aleación tiene 20 % de cobre y 80 % de plata. Calcular la masa de

sulfato cúprico y sulfato de plata que se podrán obtener con 5 g de dicha

aleación.

40) Reaccionan 10 g de aluminio con 10 g de oxígeno, ¿cuál de los reactivos

está en exceso?, ¿cuántos gramos de óxido de aluminio se forman?

41) Para escribir la ecuación que representa una reacción química es

necesario:

a) Conocer los reactivos que intervienen y de los productos de la reacción.

b) Conocer la fórmula de cada reactivo y los de los productos de la reacción.

c) Observar la ley de conservación de los átomos.

d) Conocer los indicados en todos los puntos anteriores.

42) Una ecuación química nos permite calcular:

a) Los pesos de las sustancias producidas.

b) Los pesos de las sustancias consumidas.

c) El número de moléculas de cualquier sustancia interviniente en la

reacción.

d) Todos los datos expuestos en los puntos a), b) y c).

43) Una ecuación que represente la reacción química entre gases, nos

permite conocer:

a) Las masas de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos.

b) Los volúmenes de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos.

c) El número de moléculas de los gases reaccionantes y de los gases

obtenidos.

d) Todos los datos indicados en los puntos a), b) y c).

44) Los cálculos basados en una ecuación química se fundamentan en:

a) Las leyes gravimétricas de la química.

b) Las leyes volumétricas de la química.

c) Ninguna de las expuestas en los puntos a) y b).

d) En todas las leyes expuestas en los puntos a) y b).

45) Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido cálcico y

acetileno (C2H2) (gaseoso).

a) Ajustar la reacción química que tiene lugar.

b) Calcular cuántos gramos de agua son necesarios para obtener 2 litros de

acetileno en CNPT.


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46) ¿Qué volumen de hidrógeno medido en CNPT se obtiene al añadir 4,25 x

1027 fórmulas unidad de HCl a 10 g de Al?

47) El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de

manganeso (s)+ ácido clorhídrico(aq) → cloruro de manganeso(II)(aq) + agua

(l) + cloro (g). Calcular:

a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros

de cloro medidos en CNPT.

b) El volumen ácido clorhídrico que habrá que usar suponiendo una densidad

del ácido de 1,18 g/mL.

48) La hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno, mezclados se emplean

como combustibles para cohetes. Los productos de la reacción son

Nitrógeno y agua. Calcular la masa de peróxido de hidrógeno necesaria para

que reaccionen completamente 640 g de hidracina.

49) Mezclamos 150 cm3 de óxido sulfuroso con 70 cm3 de Oxígeno. ¿Cuántos

cm3 de trióxido de azufre se formarán?

50) Calcular el volumen de hidrógeno, medido en CNPT, obtenido al hacer

reaccionar 0,60 g de magnesio con 0,79 mol de ácido clorhídrico. En la

reacción se forma también cloruro de magnesio.

51) El hierro y el cromo que se usan en la fabricación de acero cromado

pueden obtenerse a partir de la cromita (FeCr2O4), haciéndola reaccionar

con coke (C). En el proceso también se forma monóxido de carbono. Calcular

la masa de cromo que se obtendrá a partir de 20 toneladas de cromita.

52) El clorato de potasio se usa en el laboratorio para obtener oxígeno, ya

que se descompone al calentarlo en esta sustancia y cloruro de potasio. De

20 g de clorato de potasio.

a) ¿cuántas moléculas de oxígeno se obtendrán?

b) ¿cuántos moles de átomos de oxígeno?

c) ¿Cuántas fórmula unidad de cloruro de potasio?

d) ¿cuántos decímetros cúbicos de oxígeno?

53) Al hacer reaccionar aluminio con yodo se obtiene triyoduro de aluminio.

Calcular la masa de este producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo.

54) Al tratar una muestra de dióxido de manganeso con 20 g de cloruro de

Hidrógeno, se obtiene cloruro de manganeso (II), gas cloro y agua.

Calcular la masa de cloruro de manganeso (II) que se obtendrá.


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55) Calcular la masa de yoduro de plomo (II) que se obtendrá al hacer

reaccionar 15 g de yoduro de potasio, con 27 x 1018 fórmulas unidad de

nitrato de plomo (II) . En la reacción también se produce nitrato de potasio,

KNO3.

56) Calcular la masa de hidróxido de calcio, necesaria para reaccionar con

16,5 g de ácido clorhídrico. En la reacción se forma cloruro de calcio y agua.

57) La combustión del propano, C3H8, produce dióxido de carbono y agua.

Calcula el volumen de oxígeno, medido en CNPT, necesario para quemar

totalmente 25 g de propano.

58) Calcular la masa y el volumen de amoníaco que se obtienen si hacemos

reaccionar 12,1 litros de nitrógeno con 0,76 moléculas gramo de hidrógeno.

Todos los volúmenes de los gases se miden en condiciones normales.

59) Calcular el volumen de oxígeno en CNPT que se necesita para quemar

completamente 56 litros de metano (CH4), en las mismas condiciones.

Nota: productos de la reacción: dióxido de carbono y agua.

60) En la reacción entre el ácido sulfúrico y el hierro, se forma sulfato

ferroso y se desprende hidrógeno. Calcular el volumen de gas en CNPT que

se producirá a partir de 15 g de hierro.

61) El carbono y el agua reaccionan para formar monóxido de carbono e

hidrógeno. Calcular la masa de carbono y los moles de agua necesarios para

obtener 100 l de hidrógeno en CNPT y el volumen de monóxido de carbono

que se formará.

62) El clorato de potasio, KClO3, se descompone por acción del calor en

cloruro de potasio y oxígeno. Si partimos de 23 g de clorato de potasio,

calcular la masa de cloruro de potasio y el volumen de oxígeno en CNPT que

se obtendrá.

63) Calentamos en una cápsula de porcelana 16 g de azufre y 8 g de carbono.

Determinar la cantidad de disulfuro de carbono que se formará y qué

cantidades de otras sustancias tendremos al final de la reacción.

64) Hacemos pasar 500 cm3 de sulfuro de hidrógeno, medidos en CNPT, por

una disolución que contiene 1,11 x 1023 fórmulas unidad de cloruro de cobre

(II). Determinar la masa de sulfuro cúprico que se formará.


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65) Añadimos 0,552 moles de fórmulas unidad de hidróxido de sodio a una

disolución de sulfato de magnesio. Averiguar la masa de hidróxido de

magnesio que se formará. En la reacción se forma también sulfato sódico.

66) Una muestra de carbón de 110 g de masa se quema en presencia de

oxígeno suficiente. Calcula el volumen de dióxido de carbono, en CNPT, que

se obtendrá.

67) El ácido clorhídrico reacciona con el aluminio y se produce cloruro de

aluminio e hidrógeno gas. Si queremos obtener 70 l de hidrógeno, medidos

en CNPT, calcular:

¿Qué masa de aluminio se necesitará?

¿Qué masa de cloruro de aluminio se obtendrá?

68) El nitrato de sodio y el ácido sulfúrico reaccionan formando ácido

nítrico y sulfato ácido de sodio. Si hacemos reaccionar 20 g de nitrato de

sodio con 19,6 g de ácido sulfúrico. ¿Qué masa de ácido nítrico podremos

obtener?

69) Averiguar la masa de sulfuro de estaño (II) que se obtendrá al añadir

un exceso de sulfuro sódico a una disolución que contiene 20 g de cloruro de

estaño(II). En la reacción también se produce cloruro de sodio.

70) Calentamos en una cápsula de porcelana 5 g de hierro y 4 g de azufre.

Determina la cantidad de sulfuro de hierro (II) que se formará y qué

cantidades de otras sustancias tendremos al final de la reacción.


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Referencias bibliográficas

American Chemical Society (1998). Quim Com- Química de la

comunidad. 2ª edición. Addison Wesley Longman, México.

Brown, T.; LeMay, H; Bursten, B. (1998). Química: la ciencia central.

Prentice-Hall. México.

Umland, J.B.; Bellama, J.M. (2000). Química General. Internacional

Thomson Editors. México.

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compuestos inorgánicos. Mc Graw Hill. Madrid.

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