ANTOLOGIA DE QUÍMICA

INGENIERÍA

ELABORADO POR: Q.BR. CRISTINA AZUMENDI RUIZ

ING. CLAUDIA DE LA O RAMOS

ACTUALIZADO POR: Q.BR. CRISTINA AZUMENDI RUIZ

ENERO DEL 2009

OBJETIVO GENERAL DEL CURSO: Adquirir los conocimientos básicos sobre la estructura de los compuestos químicos orgánicos

e inorgánicos, así como su nomenclatura, propiedades físicas, reactividad e impactos

económico y ambiental.

OBJETIVO DE LA ANTOLOGIA: Se ha intentado presentar el estudio de la química de forma sencilla y atractiva para el

alumno, con la finalidad de que crezca su interés por el estudio de esta ciencia. Este manual

ofrece descripciones claras y sencillas de temas de química, como son: plantear y utilizar

factores de conversión para resolver problemas, escribir fórmulas y ecuaciones químicas de

manera correcta, usar la tabla periódica como una herramienta para predecir propiedades y

reacciones de las sustancias químicas; cómo ocurren los enlaces entre los átomos, además

ayuda al estudiante a evaluar su aprendizaje con los ejercicios propuestos al final de cada

unidad.

INTRODUCCIÓN: La química es la rama de la ciencia que estudia las características y composición de todos los

materiales, y de los cambios que éstos pueden sufrir. Cada sustancia química tiene

características específicas. Cuando ocurre un cambio químico, las sustancias que se producen

son muy distintas de los materiales iniciales. La química no sólo influye en nuestra vida en

todo momento, sino que además afecta a la sociedad entera. Con la química se hace posible la

alta tecnología de hoy en día, desde los chips de computadora hasta los cristales líquidos y las

fibras ópticas. La química ofrece materiales nuevos que visten, abrigan y divierten, como los

materiales aislantes, los tableros solares, etc. La química es fundamental para prácticamente

todo lo que la sociedad produce o consume. Los químicos que se emplean en las industrias de

todo tipo, trabajan para hacer más eficientes los procesos de manufactura, en términos de

materiales y de energía. Prácticamente todas las industrias o negocios que hacen o venden un

producto tienen que ver con sustancias químicas y, por tanto, con la química.

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En este manual primero se comprende la estructura electrónica general de los átomos, se

prosigue con el estudio de otras propiedades relacionadas con la tabla periódica, y de los

enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones en los compuestos químicos, se continúa

con la clasificación principal de los compuestos químicos inorgánicos, analizando su

nomenclatura química. Uno de los temas más importantes, es el estudio de las reacciones

químicas y de la notación simbólica que se emplea para escribir ecuaciones químicas, igual

los cálculos con cantidades químicas son fundamentales en este curso.

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CONTENIDO UNIDAD I 1.1 Química. ……………………………………………………………………………. 1.2 Materia. …………………………………………………………………………...... 1.3 Estados físicos de la materia. ……………………………………………………..... 1.4 Propiedades de la materia.………………………………………………………...... 1.5 Cambios de la materia………………………………………………………………. 1.6 Energía………………………………………………………………………………. 1.7 De la física clásica a la teoría cuántica……………………………………………… 1.8 Teoría cuántica de Max Planck……………………………………………………… 1.9 Efecto fotoeléctrico………………………………………………………………….. 1.10Teoría de Bohr del átomo de Hidrógeno…………………………………………… 1.11 La naturaleza dual del electrón……………………………………………………. 1.12 Mecánica cuántica…………………………………………………………………. 1.13 Configuraciones electrónicas……………………………………………………… UNIDAD II 2.1 Desarrollo de la tabla periódica……………………………………………………… 2.2 Períodos, grupos y familias………………………………………………………….. 2.3 Metales, no metales y semimetales………………………………………………….. 2.4 Propiedades periódicas de los elementos……………………………………………. UNIDAD III 3.1 Enlace químico………………………………………………………………………. 3.2 Símbolos de Lewis y regla del octeto……………………………………………….. 3.2.1 Excepciones a la regla del octeto…………………………………………………. 3.3 Tipos de enlace………………………………………………………………………. 3.3.1 Enlace iónico………………………………………………………………………. 3.3.2 Enlace covalente…………………………………………………………………… 3.4 Formas moleculares………………………………………………………………….. 3.4.1 El modelo RPENV………………………………………………………………… 3.4.2 Teoría del enlace de valencia……………………………………………………… 3.5 Enlaces múltiples…………………………………………………………………….. 3.6 Fuerzas intermoleculares…………………………………………………………….. 3.7 Tipos de sólidos……………………………………………………………………… 3.8 Enlace metálico……………………………………………………………………… 3.9 Propiedades de las sustancias………………………………………………………... UNIDAD IV 4.1 Tipos de nomenclatura………………………………………………………………. 4.2 Fórmulas químicas…………………………………………………………………... 4.3 Clasificación de los compuestos inorgánicos………………………………………... 4.4 Óxidos……………………………………………………………………………….. 4.5 Hidróxidos…………………………………………………………………………… 4.6 Hidruros……………………………………………………………………………... 4.7 Sales…………………………………………………………………………………. 4.8 Ácidos………………………………………………………………………………...4.9 Reacciones químicas…………………………………………………………………

7 8 8 10 10 12 13 17

18 18 19 21 25 28 29 30 32 40 40 41 43 43 45 47 48 52 55 55 57 58 60 65 65 67 68 71 71 73 77 79

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UNIDAD V 5.1 Estequiometría………………………………………………………………………. 5.2 Leyes ponderales……………………………………………………………………. 5.3 Unidades químicas y cálculos estequiométricos……………………………………. 5.4 Balanceo de ecuaciones químicas…………………………………………………... 5.4.1 Método de tanteo…………………………………………………………………. 5.4.2 Método óxido-reducción…………………………………………………………... 5.4.3 Método algebraico…………………………………………………………………. 5.5 Relaciones cuantitativas en las reacciones químicas………………………………… 5.5.2 Reactivo limitante…………………………………………………………………. 5.6 Soluciones…………………………………………………………………………… 5.6.1 Solución, soluto y solvente………………………………………………………… 5.6.2 Soluciones empíricas……………………………………………………………… 5.6.3 Soluciones valoradas………………………………………………………………. 5.6.3.1 Composición porcentual…………………………………………………………. 5.6.3.2 Molaridad………………………………………………………………………... 5.6.3.3 Normalidad………………………………………………………………………. Bibliografía……………………………………………………………………………….

90 90 91 93 93 94 96 97 98 101 101 101 102 102 103 103 109

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UNIDAD I

TEORÍA CUÁNTICA

Y

ESTRUCTURA ATÓMICA

OBJETIVO EDUCACIONAL.

Relacionará y utilizará las bases de la química moderna en su aplicación para el

conocimiento de la estructura atómica.

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1.1 QUÍMICA: Ciencia que se encarga del estudio de la materia, la energía y sus transformaciones.

DIVISIÓN DE LA QUÍMICA: Química general. Esta parte de la química trata los principios teóricos fundamentales,

como son teorías, reglas, leyes, etc., relativos a la composición y comportamiento de la

materia y la energía.

Química descriptiva. Es la rama de la química que se encarga del estudio de las

características y propiedades de las sustancias, su composición, la forma en que éstas

reaccionan con otras, así como los métodos de obtención.

La química descriptiva a su vez se divide en dos grandes ramas:

Química inorgánica. Se encarga prácticamente del estudio de todos los elementos de la

tabla periódica, así como también de los diferentes compuestos que resultan de la

combinación de los mismos. Dentro de los elementos de origen mineral existen algunos de

gran importancia industrial, como son los metales, debido a sus características de dureza,

conducción de electricidad y calor.

Química orgánica. También conocida como química del carbono, esta rama estudia al

carbono y los diferentes compuestos que forma. Existen compuestos del carbono esenciales

para la vida, como las proteínas, las grasas, los carbohidratos, etc., y otros importantes para el

desarrollo de las diferentes actividades del hombre y la industria, como son los derivados del

petróleo, polímeros, colorantes, etc.

Química analítica. Se aboca al análisis de las sustancias para determinar cuáles son sus

componentes y en qué proporción se encuentran, se subdivide en:

Química cualitativa. Identifica mediante métodos analíticos cuáles elementos están

presentes en un compuesto.

Química cuantitativa. Indica en qué cantidades están presentes los elementos en un

compuesto.

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1.2 MATERIA. Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa y requiere

energía para un cambio o transformación.

Composición de la materia. La materia se clasifica en sustancias puras y mezclas.

MATERIA

SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS

ELEMENTOS COMPUESTO

HOMOGENEAS HETEROGENEAS

Figura no. 1 La Materia

Sustancias puras. La composición es fija o estable, pues están formadas por átomos de un

mismo elemento o por la combinación de átomos de diferentes elementos en

proporciones definidas y constantes formando compuestos. Los elementos son sustancias

simples que no pueden descomponerse por métodos químicos ordinarios en algo más sencillo.

Los compuestos son la unión química de dos o más elementos en porciones definidas y

constantes, combinándose de tal manera que ya no es posible identificar a los elementos por

sus propiedades originales e individuales y sólo mediante una acción química se pueden

separar.

Mezclas. Son el resultado de la unión física de dos o más sustancias, ya sean elementos o

compuestos, que al unirse conservan sus propiedades individuales. La composición de las

mezclas es variable y sus componentes se pueden separar por medios físicos o mecánicos. Las

mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas. Mezclas homogéneas, también conocida

como soluciones, sus componentes están distribuidos uniformemente. Mezclas heterogéneas,

su composición no es uniforme, presentando dos o más fases, las cuales se pueden observar a

simple vista.

1.3 ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA.

Sólido. Las partículas que lo forman se encuentran ordenadas espacialmente, ocupando

posiciones fijas, dando lugar a una estructura interna cristalina, debido a que las fuerzas

intermoleculares son muy fuertes.

Las partículas pueden ser: moléculas, átomos o iones.

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Si las partículas son átomos, los mismos están unidos por enlaces covalentes que son muy

fuertes, pero los átomos deben mantener una posición fija, sino el enlace se rompe. Estos

sólidos son muy duros, pero frágiles, y presentan punto de fusión y ebullición elevados, como

el diamante

Si las partículas son moléculas, las mismas se encuentran unidas entre si por las fuerzas de

Van der Waals, que son débiles. Estos sólidos son blandos, y presentan puntos de fusión y

ebullición bajos, como el azúcar.

Si las partículas son iones:

• puede tratarse de metales: iones positivos rodeados de electrones, que son buenos

conductores de la corriente eléctrica, duros y presentan puntos de fusión y ebullición altos,

como por ejemplo cobre, oro, plata.

• puede tratarse de compuestos iónicos: debido a la fuerte atracción electrostática entre los

iones opuestos, son sólidos duros, pero frágiles y no conducen la corriente eléctrica. Cuando

se encuentran en solución diluida, dicha solución conduce la corriente eléctrica.

Líquido. Adoptan la forma del recipiente que los contiene. El volumen no varía. Son

incompresibles. En un líquido las fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión se

encuentran igualadas.

Forma y volumen. Si pasamos 250 cm3 de un líquido, cualquiera que este sea, de un vaso a

un jarro, tomará la forma del jarro, pero ocupará el mismo volumen.

Presión. Todos los líquidos son incompresibles.

Fuerzas intermoleculares. Cada molécula se encuentra rodeada por otras moléculas que la

atraen, en el interior del líquido, siendo iguales todas las fuerzas de atracción, por lo que es

como si no se efectuara ninguna fuerza sobre la misma. Las moléculas de la superficie se

mantienen unidas a través de una fuerza que se manifiesta en la tensión superficial.

Las fuerzas intermoleculares son lo suficientemente fuertes como para impedir que las

moléculas se separen, pero no para mantenerlas fijas.

Debido a las fuerzas de atracción los líquidos tienen volumen propio.

Gaseoso. Los gases adoptan la forma total del recipiente que los contiene. Volumen.

Ocupan el mayor volumen posible. Compresibilidad. Los gases pueden comprimirse. Fuerzas

intermoleculares. En un gas las fuerzas intermoleculares que predominan son las de

expansión.

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Forma y volumen. Adoptan la forma del recipiente que los contiene, pero ocupando todo su

volumen.

Presión. Todos los gases son compresibles.

Fuerzas intermoleculares. Las moléculas de un gas se encuentran unidas por fuerzas

intermoleculares muy débiles, por lo que están muy separadas y se mueven al azar.

1.4 PROPIEDADES DE LA MATERIA. Pueden ser de dos tipos físicas y químicas:

Propiedades físicas, representan las características inherentes a una sustancia, es decir, que le son propias. Pueden ser intensivas (específicas) y extensivas (generales). Propiedades físicas intensivas. No dependen de la cantidad de materia y se emplean

para identificar una sustancia. Algunos ejemplos son, punto de ebullición, punto de fusión,

brillo, volatilidad, color, sabor, olor, dureza, ductilidad, maleabilidad, conductividad eléctrica,

conductividad térmica, viscosidad, densidad, etc.

Propiedades físicas extensivas. Dependen de la cantidad de muestra, e incluyen las

mediciones de masa, volumen y longitud.

Las propiedades intensivas ayudan a identificar o caracterizar una clase particular de materia;

las propiedades extensivas se relacionan con la cantidad que está presente. Propiedades químicas. Se relacionan con la manera en que cambia la composición de

una sustancia, o cómo interacciona ésta con otras sustancias. Algunos ejemplos son, reacciona

con ácidos específicos, reacciona con metales específicos, reacciona con el agua, arde en el

aire, explota, se empaña, se descompone cuando se calienta, es tóxico.

1.5 CAMBIOS DE LA MATERIA. Cuando en la materia se produce un cambio,

puede ser alterada su forma, tamaño, estructura y composición. Pueden ser de dos tipos:

físicos y químicos.

Cambio físico. Es aquel en el cual se altera el estado de la materia, es decir, se presenta

una variación en su forma y tamaño. Ejemplo, fusión de la cera.

Cambio químico. Este tipo de cambio se presenta mediante una reacción química, en la

cual la materia se transforma para dar origen a nuevos productos con propiedades químicas

diferentes. Ejemplo Corrosión de metales.

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Figura no. 2 Cambios de estado de la materia

Fusión. Cambio que sufren las sustancias al pasar del estado sólido al líquido al incrementar

el calor.

El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida,

a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin).

La escala centígrada o Celsius está tan extendida que frecuentemente encontramos los valores

de los puntos de fusión expresados en ºC (grados centígrados o Celsius).

Ambas escalas están relacionadas por la ecuación:

temperatura (K) = temperatura (ºC) +273,15

Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0ªC o 273 K

En las sustancias puras, el proceso de fusión ocurre a una sola temperatura y el aumento de

temperatura por la adición de calor se detiene hasta que la fusión es completa.

Los elementos de transición poseen puntos de fusión más elevados que el resto de los

elementos químicos, a excepción del carbono cuyo elevado punto de fusión (3800 K) es

debido a la estructura de su red cristalina.

Evaporación. Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de vapor o gas

por incremento de calor. El punto de ebullición de un elemento o compuesto significa la

temperatura a la cual la forma líquida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio

con la forma gaseosa.

Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.

Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100oC, o 373 K.

En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.

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Sublimación. Es el paso del estado sólido al gaseoso o al de vapor sin pasar por el estado

líquido, necesitándose calor. El cambio contrario de gas o vapor a sólido, también se llama

sublimación o degradación.

Solidificación. Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un líquido pasa al

estado sólido. Condensación. Es el paso del estado de vapor al estado líquido, con eliminación de calor.

Licuefacción. Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Además de eliminar calor

debe aumentarse la presión para conseguir el cambio.

Ley de la conservación de la materia. En 1785, Lavoisier, al estudiar los cambios

químicos que sufre la materia, demostró que cuando tiene lugar no existe variación alguna en

la cantidad de la materia. En todo cambio químico la materia no se crea ni se destruye.

1.6 ENERGÍA. Es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor. Entre las

formas comunes de energía están la luz, el calor, la energía eléctrica, la energía mecánica y la

energía química. La energía se puede convertir de una forma a otra.

Energía potencial es energía almacenada; es la energía que posee un objeto debido a su

posición o a su composición química. La energía cinética es energía de movimiento.

Ley de la conservación de la energía. La energía no se crea ni se destruye durante los

procesos químicos. También se conoce como primera ley de la termodinámica.

La conversión de materia en energía. La ecuación de Einstein, E=mc2, donde E

representa un cambio de energía, m representa un cambio de masa, y c es la velocidad de la

luz; dedujo una relación entre la materia y la energía. De acuerdo con la ecuación una

cantidad definida de masa se convierte siempre en una cantidad definida de energía. Para las

reacciones químicas el cambio de energía resulta extremadamente pequeño cuando se le

compara con el cambio de energía en las reacciones nucleares. La suma total de materia y

energía en el universo es constante.

12

1.7 DE LA FÍSICA CLÁSICA A LA TEORÍA CUÁNTICA. Los primeros intentos de los físicos del siglo XIX para comprender el comportamiento de los

átomos y de las moléculas no fueron exitosos del todo. La nueva era de la física comenzó en

1900 con el físico alemán Max Planck. Al examinar los datos de la radiación que emitían los

sólidos calentados a diferentes temperaturas, Planck descubrió que los átomos y las moléculas

emiten energía sólo en cantidades discretas o cuanto. Los físicos siempre habían asumido que

la energía es un proceso continuo y que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier

cantidad de energía. La teoría cuántica de Planck revolucionó la física.

ENERGÍA RADIANTE. Además de la luz visible, como la que emite el sol o una bombilla incandescente, hay otras

formas de energía radiante,los rayos gamma, la radiación ultravioleta y la radiación infrarroja.

Cuando la luz blanca de una lámpara incandescente (una bombilla de luz ordinaria) se hace

pasar a través de un prisma, se descompone en un espectro continuo o arcoiris de colores.

Cuando la luz solar pasa a través de una gota de lluvia, ocurre el mismo fenómeno.

Los diferentes colores de la luz representan distintas cantidades de energía radiante (véase la

figura 4).

Todos los tipos de energía radiante, también llamada radiación electromagnética, se mueven a

través del vacío a una velocidad de 3.00x108 m/s. La radiación electromagnética viaja en

ondas, la distancia entre crestas de ondas consecutivas se conoce como longitud de onda, que

se representa mediante la letra griega λ (lambda). Al número de crestas que pasan por un

punto en particular en 1 segundo se le llama frecuencia, y se representa con la letra griega ν

(nu).

Longitud de onda Para que la onda tenga frecuencia alta deberá tener una longitud de onda corta y viceversa. El producto de la frecuencia por la longitud de onda, es igual a la velocidad de la luz (c).

λ ν = c

13

Figura no. 3 Espectro electromagnético

La frecuencia se expresa en ciclos por segundo, unidad también llamada Hertz. En general los

ciclos se sobre entienden, así que las unidades son “por segundo” y se indica por s-1 o /s. La

unidad de longitud seleccionada para expresar la longitud de onda depende del tipo de

radiación (véase la tabla 1).

Tabla 1. Unidades comunes de longitud de onda para la radiación electromagnética.

Unidad Símbolo Longitud (m) Tipo de radiación

Ángstrom

Nanómetro

Micrómetro

Milímetro

Centímetro

Metro

Ǻ

Nm

µm

mm

cm

m

10-10

10-9

10-6 10-3

10-2

1

Rayos X

Ultravioleta, visible

Infrarrojo

Infrarrojo

Microondas

TV, radio

El color violeta de la luz visible tiene la frecuencia más elevada y el color rojo tiene la

longitud de onda más larga.

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Cuando ciertas sustancias químicas se calientan en una flama, se pueden observar colores

característicos que están determinados por el elemento metálico que esté presente en el

compuesto.

- Litio………Rojo brillante

- Sodio……...Amarillo dorado

- Potasio……Espliego

- Calcio…….Naranja

- Estroncio…Rojo

- Bario……..Amarillo verdoso

- Cobre…….Azul y verde

Ejemplo. La luz amarilla emitida por una lámpara de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm.

¿Cuál es la frecuencia de esta radiación?

λν =c

ν = c = 3x108 m/s = 5.09x1014 s-1

λ 589x10-9 m

Ejercicios propuestos. 1.-Un rayo láser, que se utiliza para soldar retinas desprendidas, produce una radiación con

frecuencia de 4.69x1014 s-1 ¿Cuál es la longitud de onda de esta radiación?

2.- Una luz de neón emite radiación de 616 nm de longitud de onda. ¿Cuál es la frecuencia de

esta radiación? Utilizando la figura 1 prediga el color asociado con esta longitud de onda.

3.- Los átomos de bario excitados emiten luz visible cuya frecuencia es 6.59x1014 s-1. ¿Cuál es

la longitud de onda de esta luz? Utilice la figura 1 para predecir su color.

4.- Consulta el espectro electromagnético para responder lo siguiente.

a) ¿Qué color de la luz visible tiene la frecuencia más elevada?

b) ¿Qué color de la luz visible tiene la longitud de onda más larga?

c) Coloca en orden de frecuencia descendente la radiación IR, UV y la luz visible.

15

ESPECTROS CONTINUOS Y LINEALES La mayor parte de las fuentes comunes de radiación, incluyendo los focos y las estrellas,

producen radiación que contiene muchas longitudes de onda diferentes. Cuando la radiación

de esas fuentes se separa en sus componentes de longitudes de onda diferentes, se produce un

espectro. Como se mencionó anteriormente, cuando la luz blanca de un foco puede ser

dispersada por un prisma, el espectro consiste en una gama continua de colores. Esta gama de

colores que contiene luz de todas las longitudes de onda se denomina espectro continuo. Es

posible observar un espectro de emisión de una sustancia al “energizar” una muestra de

material mediante energía térmica o, bien, con alguna otra forma de energía (como una

descarga eléctrica de alto voltaje si esa sustancia es gaseosa). Así, como una barra de hierro

calentada hasta el “rojo” incandescente, emite un resplandor característico recién sacado de la

fuente de calentamiento. Este resplandor es la parte del espectro visible para el ojo humano.

El calor de esta misma barra representa otra parte de su espectro de emisión: la región

infrarroja.

Los espectros de emisión de los sólidos calentados tienen una característica común con el

espectro solar: ambos son continuos, esto es todas las longitudes de onda de la luz visible

están representadas en estos espectros.

No todas las fuentes de radiación producen un espectro continuo. Los espectros de emisión

de los átomos en fase gaseosa no muestran una distribución continua de longitudes de onda

del rojo al violeta; más bien, los átomos producen líneas brillantes en distintas partes del

espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a la emisión de la luz sólo a ciertas

longitudes de onda. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Gases diferentes

emiten luz de colores diferentes. La luz emitida por el gas neón es el brillo rojo-naranja; el

vapor de sodio emite la luz amarilla característica de muchas luces del alumbrado público.

Cuando la luz que viene de tales tubos es dispersada por un prisma, se encuentran sólo ciertas

longitudes de onda. Un espectro que contiene radiación de longitudes de onda específicas se

llama espectro lineal.

Espectro lineal

Un espectro continuo en luz visible

16

1.8 TEORÍA CUÁNTICA DE MAX PLANCK A finales del siglo XIX varios físicos estudiaban un fenómeno conocido como radiación del

cuerpo negro, la radiación que emite un objeto caliente. Cuanto más caliente esta el filamento

de una bombilla, más corta es la longitud de onda de la luz y más alta su frecuencia.

Las leyes de la física que prevalecían entonces no podían explicar el espectro de luz emitido

por un cuerpo negro. En el año 1900 Max Planck, propuso una explicación de las frecuencias

de la luz emitida por sólidos muy calientes, la cual recibió el nombre de teoría cuántica. En

1905 Albert Einstein amplió esta teoría para incluir todas las formas de luz. De acuerdo con la

teoría cuántica, la luz se emite de manera discontinua, en paquetes discretos denominados

cuantos o fotones, no como onda continua. La frecuencia de la luz, ν, aumenta en forma

proporcional con el incremento en la energía, ΔE; el valor de h, la constante de Planck, es

6.63x10-34 joules-segundo(J-s).

ΔE = hν

Ejemplo. Calcule el menor incremento de energía (el cuanto de energía) que un objeto puede

absorber de luz amarilla cuya longitud de onda es 589 nm.

ΔE = ? νλ = c

h = 6.63x10-34 J-s ν = c = 3x108 m/s = 5.09x1014 s-1

λ = 589 nm= 589x10-9 m λ 589x10-9 m ΔE = hν ΔE = (6.63x10-34 J-s)(5.09x1014 s-1)= 3.37 x 10-19 J

Ejercicios propuestos. 1.- Calcule el menor incremento de energía (un cuanto) que se puede emitir o absorber a una

longitud de onda de 381 nm.

2.- Calcule la energía de un fotón de frecuencia 8.9x1014 s-1.

3.- ¿Qué longitud de onda de una radiación tiene fotones de energía de 8.23x10-19 J?

4.- ¿Qué frecuencia de radiación tiene fotones de energía de 6.18x10-18 J?

5.- Calcule y compare la energía de un fotón infrarrojo de longitud de onda 5.4 μm con la de

un fotón de luz ultravioleta de longitud de onda 156 nm.

17

1.9 EFECTO FOTOELÉCTRICO. La incidencia de luz sobre una superficie metálica limpia puede causar que la superficie emita

electrones. Para cada metal, hay una frecuencia mínima de luz, abajo de la cal no se emiten

electrones, no importa cuan intenso sea el rayo luminoso. En 1905, Albert Einstein utilizó la

teoría cuántica para explicar el efecto fotoeléctrico. Consideró que la energía radiante que

incide sobre la superficie metálica es una corriente de “paquetes” de energía. Cada paquete de

energía, llamado fotón, es un cuanto de energía. Los fotones de mayor frecuencia tienen

energías más elevadas, y los fotones de menor frecuencia tienen menos energía. Cuando un

fotón es absorbido por el metal, su energía se transfiere a un electrón del metal. Si un fotón

tiene energía suficiente, el electrón se emite. Si un fotón tiene más energía que la mínima

requerida para liberar un electrón, el exceso aparece como la energía cinética del electrón

emitido.

El efecto fotoeléctrico es la base de una fotocelda, los electrones emitidos son llevados hacia

el otro electrodo, el cual es una terminal positiva. Como resultado, en el circuito fluye una

corriente. Las fotoceldas de las puertas automáticas utilizan esta corriente para controlar los

circuitos que abren la puerta.

1.10 TEORÍA DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO. Niels Bohr demostró que los electrones de los átomos existen sólo en órbitas (niveles de

energía) esféricas. Para un electrón, su energía total (tanto potencial como cinética) cambia

conforme se mueve de un nivel a otro dentro de un átomo. Al absorber un fotón o cuanto de

energía, el electrón alcanza un nivel de energía más elevado ó un estado excitado. Cuando

después el electrón cae a niveles más bajos, se desprende energía en cuantos específicos.

En un átomo de hidrógeno, el electrón suele encontrarse en el primer nivel de energía. Los

átomos que tienen todos sus electrones en los niveles de energía más bajos se encuentran en el

estado basal. Un átomo excitado emite energía (luz) cuando los electrones saltan de regreso a

un nivel inferior.

∆E = h ν = RH 1 - 1

ni2 nf

2

18

Ejemplo.

¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de un fotón emitido durante la transición desde

el estado ni = 5 al estado nf = 2 en el átomo de hidrógeno?

Solución. Éste es un proceso de emisión, dado que nf < ni

∆E = RH 1 - 1

ni2 nf

2

∆E = 2.18 x 10-18 J 1 - 1 52 22

∆E = -4.58 x 10 -19 J

El signo negativo indica que esta energía se asocia a un proceso de emisión. Para calcular la

longitud de onda se omite el signo negativo porque la longitud de onda del fotón debe ser

positiva. Como ∆E = h ν o ν =∆E/h

λ = c ν

λ = ch = (3 x 108 m/s)(6.63 x 10-34 J s) ∆E 4.58 x 10-19 J

λ = 4.34 x 10-7 m

λ = 4.34 x 10-7 m x 1 x 109 nm = 434 nm 1 m Ejercicio propuesto.

¿Cuál es la longitud de onda ( en nm) de un fotón emitido durante la transición del estado ni =6 al estado nf =4 en el átomo de H?

1.11 LA NATURALEZA DUAL DEL ELECTRÓN. Principio de dualidad de De Broglie (1924)

De Broglie sugirió que el electrón en su trayectoria circular alrededor del núcleo tiene

asociada una longitud de onda específica, y propuso que la longitud de onda característica del

electrón o de cualquier otra partícula depende de su masa, m, y su velocidad, v:

λ= h/mv

Donde h es la constante de Planck, la cantidad mv para cualquier objeto es su momento o

ímpetu. De Broglie utilizó el término ondas de materia para describir las características

ondulatorias de las partículas materiales.

19

La hipótesis de De Broglie es aplicable a toda la materia, cualquier objeto con masa m y

velocidad v daría origen a una onda de materia característica. Sin embargo la longitud de

onda asociada a un objeto de tamaño ordinario, como una pelota de golf, es tan pequeña que

está más allá del alcance de cualquier posible observación. Esto no sucede con el electrón

porque su masa es muy pequeña. Las propiedades ondulatorias de la materia se demostraron

experimentalmente con la difracción de los electrones por cristales, al igual que los rayos x.

La técnica de difracción de electrones se utiliza para obtener imágenes de objetos diminutos.

Ejemplo. ¿Cuál es la longitud de onda característica de un electrón con una velocidad de 5.97x106 m/s?

(La masa del electrón es 9.11x10-28 g.)

h= 6.63x10-34 J-s λ = h

1 J = 1 kg-m2/s2 mv

λ = 6.63x10-34 J-s 1 kg-m2/s2 103 g

(9.11x10-28 g)(5.97x106 m/s) 1 J 1 kg

λ = 1.22x10-10 m = 0.122 nm

Ejercicios propuestos. Utilice la relación de Broglie para determinar las longitudes de onda de:

a) Una pelota de tenis de 58 g. que viaja a 130 mi/h.

b) Una persona de 85 kg esquiando a 60 km/h.

c) Un átomo de helio que tiene una velocidad de 1.5x105 m/s.

Erwin Schodinger (austriaco) dedujo la ecuación de onda donde la posición probable de

un electrón está determinada por cuatro parámetros cuánticos, que los estudiaremos más

adelante. La ecuación de Schodinger llega a una serie de soluciones que describen los estados

de energía permitidos del electrón. Estas soluciones se representan por el símbolo ψ, llamada

también funciones de onda. Una función de onda proporciona información respecto a la

ubicación de un electrón en el espacio cuando está en determinado estado de energía

permitido. El cuadrado de la función de onda, ψ2, en un punto dado del espacio, representa la

probabilidad de que el electrón se encuentre en esa ubicación. Por esta razón, ψ2 se llama

densidad de probabilidad.

20

Con las ecuaciones de Schodinger se obtienen valores que corresponden a regiones de alta

probabilidad electrónica en torno a un núcleo. Al igual que una nube de electrones, las

regiones de alta probabilidad electrónica no son órbitas definidas de tipo planetario, como

propone el modelo de Bohr, sino que representan niveles de energía menos definidos y

regiones llamadas subniveles o subcapas. Cada uno de estos subniveles contiene uno o más

orbitales. Cada orbital es una región ocupada por un máximo de dos electrones con espines

opuestos.

Figura no. 4 Algunos modelos atómicos

1.12 MECÁNICA CUÁNTICA. Con la complicada teoría que se conoce ahora como mecánica cuántica, es posible calcular la

probabilidad de encontrar un electrón en lugares específicos dentro de un átomo o molécula.

El desarrollo de esta teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribuciones de

destacados científicos, entre ellos Einstein, Planck, de Broglie, Bohr, Schrodinger y

Heisenberg.

Los múltiples descubrimientos que tuvieron lugar desde la época de Dalton hasta

Schrodinger, nuestra comprensión del átomo ha cambiado en forma considerable, habiendo

surgido un modelo del átomo más acertado, aunque más complejo (véase la figura 4)

21

Números cuánticos.

1. Número cuántico principal, n, debe tener un valor entero de 1, 2, 3, etc. A medida

que aumenta n, el orbital se hace mayor y electrón se encuentra más tiempo lejos del núcleo.

Un incremento en n también significa que el electrón tiene una energía superior y que por

consiguiente está unido con menos fuerza al núcleo.

2. Número cuántico azimutal o secundario, ℓ, puede tener valores enteros desde 0

hasta n-1 para cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital. El valor de ℓ

para un orbital en particular se designa generalmente por las letras s, p, d y f que corresponden

a valores de ℓ de 0, 1, 2 y 3 respectivamente.

3. Número cuántico magnético, m, puede tener valores enteros entre ℓ y –ℓ,

incluyendo cero. Representa la orientación de los orbitales contenidos en los subniveles. El

número de electrones por subnivel depende del valor de m.

m = 2ℓ + 1

4. Número cuántico spin, s, determina el giro del electrón en su propio eje. Existen dos

formas de giro o spin de igual velocidad y sentido contrario, con dos valores posibles +½ o -

½.

Tabla 2 Si combinamos los valores posibles de los cuatro números cuánticos se obtiene:

Número

cuántico

Valor de ℓ

ℓ=0...(n-1)

Identidad de

subniveles

Número de

orbitales

m=2ℓ+1

Población de

electrones

Cantidad de electrones

Por nivel

1 0 s 1 1s2 2

2 0

1

s

p

1

3

2s2

2p6

8

3

0

1

2

s

p

d

1

3

5

3s2

3p6

3d10

18

4

0

1

2

3

s

p

d

f

1

3

5

7

4s2

4p6

4d10

4f14

32

22

Ejemplos. 1.- a)¿Cuál es la designación para la subcapa con n=5 y ℓ=1? b) ¿Cuántos orbitales hay en

esta subcapa? c) Indique los valores de m para cada uno de estos orbitales.

Respuestas: a) 5p; b) 3; c) 1, 0, -1

2.- a) Para n=4 ¿cuáles son los valores posibles de ℓ? b) Para ℓ=3, ¿cuáles son los valores

posibles de m?

Respuestas: a) 0, 1, 2, 3; b) –3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Ejercicios propuestos.

1.- De los valores para n, ℓ, m . a) para cada orbital en la subcapa 4d; b) para cada orbital en

la capa n=2

2.- ¿Cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los números

cuánticos siguientes:

a) n=3; b) n=4; ℓ=2; c) n=4, ℓ=3, m=2; d) n=2, ℓ=1, m=0, s=-½

3.- ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede ocupar cada una de las subcapas

siguientes: a) 3d; b) 4s; c) 2p; d) 5f?

4.- Enumere los valores posibles de los cuatro números cuánticos para cada uno de los

electrones en el átomo de litio.

5.- Enumere los valores posibles de los cuatro números cuánticos para un electrón 2p en el

boro.

Orbitales atómicos.

Orbitales s. Los primeros dos electrones de cada nivel de energía, se encuentran en una región donde la

probabilidad electrónica está representada por un orbital “s” con simetría esférica. Todos y

cada uno de los niveles de energía tienen un subnivel s con un único orbital s de forma

esférica, que puede contener un par de electrones con espín opuesto, tienen la misma forma,

pero difieren en tamaño.

Orbitales p. A partir del segundo nivel energético, y para todos los niveles subsecuentes, hay un subnivel s

y también un subnivel “p”. Cada subnivel p consiste en tres orbitales p que tienen la misma

energía pero distintas orientaciones en el espacio. Se identifican como orbitales px, py y pz, la

letra del subíndice indica el eje hacia el cual está orientado el orbital. La representación de

cada orbital p tiene forma de mancuerna, con dos lóbulos.

23

Orbitales d y f. A partir del tercer nivel de energía, y para todos los niveles subsecuentes, hay también un

subnivel “d” con un conjunto de cinco orbitales capaces de contener un total de cinco pares de

electrones. Las formas de los orbitales d son más complejas que las de los orbitales s y p,

(véase la figura 5). A partir del cuarto nivel energético, y para todos los niveles subsecuentes,

hay un subnivel “f” con un conjunto de siete orbitales capaces de contener un total de siete

pares de electrones. Las formas de los orbitales f son todavía más complejas que las de los

orbitales d (casi todos tienen ocho lóbulos).

SUBNIVE

L

FORMAS DE ORBITALES ORBITALES

POR

SUBNIVEL

LOBULOS

POR

ORBITAL

s

1

1

p

3

2

d

5

4

f

7

8

Figura no. 5 Tipos de orbitales

24

1.13 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS. Se llama configuración electrónica a la distribución que se hace de los electrones de un átomo

en niveles, subniveles y orbitales siguiendo los principios de la mecánica cuántica, para lo

cual debemos de tomar en cuenta lo siguiente:

a) Principio de exclusión de Pauli. En 1925 Wofgang Pauli (alemán) afirmó, en su principio

de exclusión, que un orbital puede contener un máximo de dos electrones, y que ellos deben

tener spines opuestos. Establece que no pueden haber dos electrones en un mismo átomo, que

tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos.

b) Regla de Hund. En 1927 Frederick Hund (alemán) es conocido por la regla de Hund, que

dice que los electrones en los subniveles presentan desapareamiento máximo y los electrones

no apareados tienen el mismo espín.

c) Principio de edificación progresiva, principio de Auf-Bau o regla de las diagonales.

El llenado de los subniveles a medida que aumenta el número de electrones sigue el orden

creciente de energía potencial de los subniveles, llenándose primero los de menor energía y

así sucesivamente. Gráficamente lo anterior se representa:

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4d10 4f14 nivel 1s2 electrones

5s2 5p6 5d10 5f14

6s2 6p6 6d10 subnivel

7s2 7p6

Tipos de configuración electrónica. a) Algebraica o simbólica. Contiene la distribución en niveles y subniveles.

Ejemplo.

Si14 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

25

b) Diagrama energético o configuración pictórica. Contiene la distribución de los

electrones en niveles, subniveles, orbitales e indica además el giro de los electrones.

Ejemplo. Si14 = ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py

c) Terminal, abreviada o kernel. Contiene sólo la información del último nivel de energía

y puede expresarse en cualquiera de las dos formas anteriores. Se utiliza el gas noble

que se encuentre antes del elemento.

Ejemplo. Si1 4= (Ne) 3s2 3p2

Figura no. 6 Diagrama de orbitales que se están llenando con electrones en la tabla periódica

2s

3s

4s

5s

6s

7s

3d

4d

5d

6d

2p

3p

4p

5p

6p

1s

4f 5f

Ejercicios propuestos. 1.- Escribe la configuración electrónica de los primeros veinte elementos de la tabla periódica.

2.- ¿Qué familia de elementos se caracteriza por tener una configuración electrónica ns2np6?

3.- Utilizando diagramas de orbitales para los electrones exteriores, determine el número de

electrones desapareados en a) Ni; b) Br

4.- Identifique el elemento específico que tiene la configuración electrónica siguiente:

a) 1s22s22p5

b) (Ne)3s23p4

c) (Kr)5s24d105p3

26

UNIDAD II

ELEMENTOS QUÍMICOS Y SU CLASIFICACIÓN

OBJETIVO EDUCACIONAL.

Interpretará el comportamiento de los elementos según su ubicación en la tabla periódica

moderna e identificará los beneficios y riesgos asociados a los elementos químicos.

27

2.1 DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA. El descubrimiento de nuevos elementos químicos es un proceso que se ha llevado a cabo

desde tiempos antiguos. Ciertos elementos como el oro y la plata, aparecen en la naturaleza en

forma elemental y así fueron descubiertos hace miles de años. En cambio, algunos elementos

son radiactivos e inestables por naturaleza. Los conocemos solamente por los desarrollos

tecnológicos del siglo XX.

La mayor parte de los elementos, aunque estables, sólo se encuentran en la naturaleza

combinados con otros elementos. Así, durante siglos, el hombre ignoró la existencia de la

mayor parte de ellos. Finalmente, a principios del siglo XIX, los avances en la química

hicieron más fácil para los científicos su aislamiento.

Como el número de elementos conocidos aumentó, los científicos empezaron a investigar la

posibilidad de clasificarlos en formas útiles. En 1869, Dimitri Ivanovich Mendeleyev en

Rusia y Lothar Meyer en Alemania, publicaron esquemas casi idénticos para la clasificación

de los elementos. Ambos científicos notaron que hay propiedades químicas y físicas similares

que se repiten en forma periódica cuando los elementos se acomodan en orden de peso

atómico creciente. Las tablas de los elementos presentadas por Mendeleyev y por Meyer

fueron las precursoras de la tabla periódica moderna.

Se acredita A Mendeleyev el avance de sus ideas en forma más vigorosa. Su insistencia en

que los elementos con características semejantes debían pertenecer a las mismas familias, lo

forzó a dejar espacios en blanco en su tabla, y predijo las propiedades de unos elementos aún

sin descubrir.

En 1913, Henry Moseley descubrió el concepto de número atómico. Asignó a cada elemento

un valor entero único, al cual llamó número atómico. Propuso que el número atómico es la

carga que hay en el núcleo del átomo. Ahora sabemos que el número atómico es igual no

solamente al número de protones en el núcleo, sino también al número de electrones en ese

átomo.

El acomodo de los elementos en orden creciente de sus números atómicos, con los elementos

que tienen propiedades similares, colocados en columnas verticales, se conoce como tabla

periódica.

28

Figura no. 7 Clasificación periódica de los elementos.

2.2 PERÍODOS, GRUPOS Y FAMILIAS. Las filas horizontales en la tabla periódica se llaman períodos y las columnas verticales se

llaman grupos. Estos grupos están divididos en subgrupos A y B. Los subgrupos A, debido a

sus similitudes dentro del grupo, son llamados a menudo familias. Algunas de estas familias

llevan nombres especiales, tal como es el caso de los metales alcalinos para el Grupo IA,

metales alcalino-térreos para el grupo IIA y halógenos para el grupo VIIA. Los otros grupos

A son clasificados de acuerdo al primer miembro del subgrupo o familia. Así los elementos

del IIIA son llamados la familia del boro, el IVA, familia del carbono, el VA, familia del

nitrógeno y el VIA, familia del oxígeno. El último grupo llamado grupo cero (o grupo VIIIA)

contiene una serie de elementos con una configuración muy estable. Estos elementos tienen

muy poca tendencia a reaccionar con otros, Por esta razón fueron originalmente denominados

gases inertes (puesto que ellos son todos gases a temperatura ordinaria). Hoy sabemos que

ellos reaccionan en condiciones apropiadas. Por esta razón, ahora son llamados gases nobles.

El término de gas noble implica que estos elementos tienden a existir por ellos mismos o sea

en estado libre.

Los elementos también pueden dividirse en cuatro clases:

Elementos representativos. También conocidos como elementos de los grupos

principales; son los elementos de los grupos IA hasta VIIA, todos los cuales tienen

incompletos los subniveles s o p. La configuración electrónica para estos elementos será

desde ns1 a np5.

29

Gases nobles. Forman el último grupo de la tabla periódica. Con excepción del helio tienen

completamente lleno el subnivel p. Las configuraciones electrónicas son 1s2 para el helio y

ns2np6 para el resto.

Elementos de transición. Son los elementos de los grupos B, los cuales tienen

incompleto el subnivel d (excepto IIB, ya que presentan su orbital nd lleno); se denominan

elementos o metales de transición d, considerados así, porque son la transición entre

elementos alcalinos y los formadores de ácidos (de la derecha de la tabla).

Elementos de transición interna. Estoa elementos comprenden los lantánidos del sexto

período, que inicia con el cerio(Ce) y termina con el lutecio(Lu), y los actínidos del séptimo

período, que inicia con el torio(Th) y termina con el laurencio(Lw). Fueron separados del

bloque anterior por no coincidir con sus propiedades. A esta serie de elementos también se les

conoce como tierras raras. Los lantánidos se caracterizan por ir llenando gradualmente el

subnivel 4f y los actínidos el 5f.

2.3 METALES, NO METALES Y SEMIMETALES. Aproximadamente tres cuartas partes de los elementos son metales y éstos están situados en

las secciones media e izquierda de la tabla. Los no metales se localizan en la esquina superior

derecha de la tabla, y los semimetales quedan entre los metales y los no metales. El

hidrógeno, localizado en la esquina superior izquierda es un no metal.

Metales. La mayor parte de los metales se parecen mucho, pues presentan un lustre metálico

característico. Los metales presentan buena conductividad eléctrica y térmica. Son maleables

(se pueden laminar en hojas delgadas), dúctiles (se pueden estirar para formar alambres), y

son procesados en varias formas. Todos ellos son sólidos a la temperatura ambiente, excepto

el mercurio (punto de fusión = 39°C) que es un líquido. Hay dos metales que funden a una

temperatura ligeramente superior a la del ambiente: el cesio a 28.4°C y el galio a 29.8°C. Por

otro lado, muchos metales funden a temperaturas muy elevadas. Por ejemplo el cromo funde a

1900°C. Los metales tienden a perder electrones cuando experimentan alguna reacción

química; esto es transfieren los electrones a otras sustancias y se convierten en cationes (iones

con carga positiva).

30

Los compuestos de los metales con los no metales tienden a ser sustancias iónicas con puntos

de fusión relativamente altos. Por ejemplo, la mayor parte de los óxidos, halogenuros e

hidruros de los metales son sólidos iónicos.

La mayor parte de los óxidos metálicos son óxidos básicos; son aquellos que se disuelven en

agua y reaccionan para formar hidróxidos metálicos.

Ejemplo.

Na2O + H2O 2NaOH

Los óxidos metálicos reaccionan también con los ácidos para formar sales y agua.

Ejemplo.

MgO + 2HCl MgCl2 + H2O

Mientras más características de metal presente un elemento, mayor es su carácter metálico. El

carácter metálico es más evidente para los elementos en el extremo izquierdo de la tabla

periódica y tiende a disminuir a medida que nos movemos hacia la derecha, en cualquier

período. Dentro de cualquier grupo de elementos representativos, el carácter metálico se

incrementa progresivamente de arriba hacia abajo. Esta regla generalmente no se observa

entre los metales de transición. Los metales de transición de la primera hilera son

generalmente más activos que los de la segunda y tercera hileras.

No metales. Los no metales varían mucho en su apariencia. No son lustrosos y por lo

general son malos conductores del calor y la electricidad. Aunque el diamante, una forma del

carbono, tiene un alto punto de fusión (3570°C), los puntos de fusión de los no metales son

generalmente inferiores a los de los metales.

Siete de los no metales existen como moléculas diatómicas en condiciones ordinarias. En esta

lista están incluidos gases (H2, N2, O2, F2, Cl2), uno líquido,( Br2) y uno sólido volátil, ( I2).

Los no metales restantes son sólidos que pueden ser tan duros como el diamante o suaves

como el azufre.

Los no metales, al reaccionar con metales, tienden a ganar electrones y convertirse en aniones.

Comúnmente ganan suficientes electrones para llenar totalmente su subcapa p exterior, dando

una configuración de gas noble.

Los compuestos formados solamente por no metales son sustancias moleculares. Por ejemplo,

los óxidos, halogenuros e hidruros de los no metales son sustancias moleculares que tienden a

ser gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

31

La mayor parte de los óxidos de no metales son óxidos ácidos; son solubles en agua que

reaccionan con ella para formar ácidos.

Ejemplo.

CO2 + H2O H2CO3

Los óxidos no metálicos también se disuelven en soluciones para formar sales.

Ejemplo.

CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O

El carácter no metálico es mayor para los elementos en la parte superior derecha de la tabla y

aumenta al movernos de izquierda a derecha a través de un período. El carácter no metálico

disminuye al descender por una familia.

Semimetales o metaloides. Tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los

no metales. Tienen algunas propiedades características de los metales, pero carecen de otras.

Por ejemplo, el silicio se parece a un metal, pero es quebradizo en lugar de ser maleable, y es

mucho más malo como conductor del calor y la electricidad que los metales. Varios de los

semimetales, el más notable es el silicio, son semiconductores eléctricos y son los principales

elementos que se utilizan en la manufactura de circuitos integrados y de chips para

computadoras.

2.4 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS. La configuración electrónica de los elementos muestra una variación periódica al aumentar el

número atómico. Como consecuencia, los elementos también presentan variaciones en sus

propiedades físicas y en su comportamiento químico.

Carga nuclear efectiva. En los átomos cada electrón es atraído por el núcleo, es también

repelido por la densidad electrónica de los otros electrones en el átomo. En general, hay tantas

repulsiones electrón-electrón que no es posible analizar exactamente la situación. Sin

embargo, podemos estimar la energía de cada electrón considerando cómo interactúa con el

ambiente promedio creado por el núcleo y los otros electrones en el átomo. Cualquier

densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón que nos interese reducirá la carga

nuclear que actúa sobre ese electrón. La carga positiva neta que atrae al electrón se llama

carga nuclear efectiva.

32

La carga nuclear efectiva, Zef es igual al número de protones en el núcleo, Z, menos el

número promedio de electrones, S, que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión:

Zef = Z – S

Así, la carga positiva experimentada por los electrones de la capa externa siempre es menor

que la carga nuclear completa, porque los electrones de la capa interna compensan

parcialmente la carga positiva del núcleo. Se dice que los electrones internos protegen o

apantallan a los electrones externos de la carga completa del núcleo.

Ejercicio.

El átomo de sodio tiene 11 electrones. Dos de ellos ocupan un orbital 1s; dos ocupan un

orbital 2s y uno ocupa un orbital 3s. ¿Cuál de estos electrones experimenta la menor carga

nuclear efectiva? Respuesta : el electrón en el orbital 3s.

Radio atómico. Es la distancia que hay del núcleo de un átomo a su electrón más lejano.

Al aumentar el número cuántico principal, aumenta el tamaño del orbital, al aumentar la carga

nuclear efectiva se reduce el tamaño.

El tamaño del radio atómico de cada elemento disminuye conforme nos desplazamos de

izquierda a derecha a lo largo de un período. Es común pensar que al ir aumentando el

número atómico y, por consecuencia, el número de electrones y protones, los átomos

aumenten su tamaño; sin embargo, sucede lo contrario, ya que los electrones se encuentran en

el mismo nivel energético (mismo periodo), o sea a la misma distancia del núcleo y, al

aumentar la carga nuclear (número de protones), existe mayor atracción sobre los electrones,

originando una contracción del átomo y, por consecuencia, una reducción del radio atómico.

Al desplazarse de arriba hacia abajo por cualquier grupo de la tabla periódica, se da un

incremento considerable del radio atómico, ya que de un elemento a otro se aumenta un nivel

de energía, lo que implica que los electrones de ese nivel están más alejados del núcleo y, por

consecuencia, el tamaño del átomo aumenta.

Ejemplo.

De acuerdo a su posición en la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden

creciente de tamaño O, S, F.

Solución: El orden de los elementos en cuanto a su creciente radio es F < O < S

33

Figura 8 Radio atómico.

Radio iónico. Es la distancia que hay del núcleo atómico al electrón más alejado del ión.

Cuando un átomo gana o pierde electrones forma iones. Cuando los gana, forma iones con

carga negativa llamados aniones, éstos tienen un radio iónico mayor que el radio atómico del

elemento del que provienen; por ejemplo, el tamaño del ión O2- es mayor que el del átomo de

oxígeno, ya que ambos tienen la misma carga nuclear (número de protones), pero el ión O2-,

al tener dos electrones más, ocasiona que la fuerza de repulsión aumente y esos electrones

estén más alejados del núcleo, por lo que el tamaño del radio iónico es mayor. Un átomo al

perder electrones, forma iones con carga positiva llamados cationes. Éstos tienen un radio

iónico menor que el radio del átomo del que provienen. Por ejemplo, el radio iónico del Ca2+

es menor que el radio del átomo de calcio, ya que la carga nuclear es la misma en ambos

casos, pero el ión Ca2+ tiene dos electrones menos, por lo que la fuerza de repulsión de los

electrones restantes es menor y son atraídos más hacia el núcleo, ocasionando que el radio

iónico sea menor.

Figura no. 9 Radio atómico y radio iónico.

34

Potencial o energía de ionización. Es la energía requerida para remover el electrón de

un átomo gaseoso en su estado fundamental. La energía de ionización indica qué tan

fuertemente es enlazado un electrón al núcleo del átomo. Para átomos poli electrónicos

(muchos electrones) existen varias energías de ionización.

La primera energía de ionización será la energía necesaria para remover un primer electrón

del átomo; la segunda será mayor que la primera puesto que ya ha sido removido un primer

electrón y los que quedan son atraídos más fuertemente por el núcleo, requiriendo de una

mayor energía para separar un segundo electrón; por lo mismo, la tercera energía de

ionización será mayor y, así sucesivamente.

En un período, al desplazarnos de izquierda a derecha, la energía de ionización aumenta

debido a que el tamaño del átomo va disminuyendo y los electrones van acercándose más al

núcleo; por consiguiente, se va requiriendo cada vez más energía para removerlos.

En los grupos, al ir de arriba hacia abajo, la energía de ionización va disminuyendo de un

átomo a otro; esto se debe a que se van incrementando los niveles de energía y los electrones

externos van alejándose más del núcleo y es más fácil removerlos. Los metales alcalinos

tienen las menores energías de ionización y los gases nobles las más altas.

Ejemplo.

¿Cuál átomo tendrá la segunda mayor energía de ionización, el litio o el berilio?

Respuesta: el litio, porque éste tiene un electrón de valencia y el berilio tiene dos.

Afinidad electrónica. Es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un

electrón para producir un ión negativo. La afinidad electrónica es mayor para los elementos

no metálicos que para los metales; sobre todo es muy grande para los elementos que se

encuentran en grupos muy próximos a los gases nobles, ya que tienden a ganar electrones para

completar su última capa y asemejar su configuración a la del siguiente gas noble. Por otro

lado, los metales ubicados en la parte izquierda de la tabla periódica tienen pocos electrones

más que el gas noble que les antecede, y tienden a ceder esos electrones para tener una

configuración electrónica similar a la de dicho gas noble, por lo que su afinidad electrónica, al

igual que su energía de ionización, son bajas.

Ejemplo.

¿Cuál presenta mayor afinidad electrónica, Li u O?

Respuesta: el oxígeno debido a que tiene seis electrones de valencia y tiende a ganar dos y el

litio tiene un electrón de valencia y tiende a perderlo.

35

Electronegatividad. Es la atracción que ejercen los átomos hacia los electrones que

conforman un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha en un mismo período y en un

grupo disminuye de arriba hacia abajo. La escala más común y que actualmente se emplea es

la propuesta por Linus Pauling; en ésta, él asignó al elemento más electronegativo un valor de

4 (flúor), y a los menos electronegativos, un valor de 0.7 (cesio y francio). La

electronegatividad es un número que indica la tendencia que tienen los átomos para atraer a

los electrones del enlace. Una electronegatividad alta es sinónimo de que el átomo presenta

una tendencia a ganar electrones, como sucede con los no metales.

Figura no. 10 Electronegatividad, afinidad electrónica y energía de ionización.

Número de oxidación. El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que

indica la capacidad de combinación de los elementos. Si el signo es positivo, el elemento

pierde electrones, y si es negativo los gana.

En compuestos covalentes, donde los átomos de los elementos comparten los electrones de

enlace, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo. Estos

valores son indispensables para escribir las fórmulas y los nombres de compuestos. En

general, podemos decir que el mayor número de oxidación positivo que pueden presentar los

elementos corresponde al número de grupo al que pertenecen.

Y en el caso de los no metales, el número de oxidación negativo es igual al número de

electrones que necesitan ganar para tener la configuración electrónica del próximo gas noble.

Reglas generales para la determinación de los números de oxidación de los átomos en los

compuestos o iones:

1.- El número de oxidación de un elemento en estado puro, es decir, sin combinar, es igual a

cero. Ejemplo, H2, Mg, Na , O2.

2.- El número de oxidación del hidrógeno en la mayoría de los compuestos es de +1 (HCl,

H2O, HNO3), excepto cuando forma hidruros metálicos, donde su número de oxidación es de

–1 (LiH, BeH2, AlH3).

36

3.- El número de oxidación del oxígeno en los compuestos generalmente es de –2 (H2O,

MgO, CO2), con excepción de cuando forma peróxidos, en los que presenta número de

oxidación de –1 (H2O2, MgO2, K2O2).

rga del ión.

4.- El número de oxidación de los metales alcalinos es de +1; el de los alcalinotérreos de +2,

mismo que presentan el zinc y el cadmio, y de +3 para el aluminio.

5.- La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que integran la fórmula

de un compuesto es igual a cero. Ejemplo: HCl = H1+ Cl1- = +1-1 = 0,

H2O = H2+O2- = +1(2) + (-2) = 0.

6.- El número de oxidación de un ión es igual a su carga iónica. Ejemplo, Fe2+ = +2, SO42- =

-2. Para un ión poliatómico, su carga iónica debe ser igual a la suma algebraica de los

números de oxidación de los átomos que lo componen. Ejemplo, en el ión sulfato SO42-, el

azufre tiene número de oxidación de +6 y el oxígeno de –2, por lo que la suma algebraica de

sus números es +6 + 4(-2) = -2, cuyo resultado equivale a la ca

7.- En los compuestos binarios, el número de oxidación negativo se le asigna al elemento más

electronegativo. Ejemplo, en el ácido clorhídrico: HCl, el cloro es más electronegativo que el

hidrógeno y tiene el número de oxidación de –1; en el agua: H2O, el oxígeno es más

electronegativo y su número de oxidación es –2.

Ejercicios propuestos. 1.- En las siguientes series, ordena los elementos de menor a mayor con respecto a su radio

atómico. a) Cl, Ca, Br; b) Li, Ba, Na; c) P, S, Se

2.- ¿Cuál de los elementos en los siguientes grupos tiene mayor energía de ionización?

a) B o C; b) Li o Na; c) Cl o Br

3.- De los pares de los siguientes elementos, cuál presenta mayor afinidad electrónica.

a) Li o O; b) K o Rb; c) Cl o I

4.- En las siguientes preguntas, contesta si aumenta o disminuye el valor.

a) ¿Cómo varía el radio iónico con respecto al radio atómico en un no metal que adquiere

electrones y se asemeja a la configuración de gas noble?

b) ¿Cómo varía el radio iónico con respecto al radio atómico en un metal alcalinotérreo

que pierde electrones y adquiere la configuración de gas noble?

c) ¿Cómo varía en un período de izquierda a derecha la electronegatividad?

d) ¿Cómo varía en un grupo de abajo hacia arriba la afinidad electrónica?

e) Cómo varía en un período de derecha a izquierda el potencial de ionización?

37

5.- Escribe el número de oxidación negativo que presentan los siguientes no metales y el

grupo a que pertenecen, C, As, S y Cl.

6.- Escribe el número de oxidación positivo máximo para cada uno de los siguientes

elementos y el número de grupo en que se encuentran, Mg, Sn, P y Br.

7.- Calcule los números de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos o iones:

HNO3, HNO2, KMnO4, Ca(OH)2, NaOH, Fe2O3, FeO, NaH, HCl, Cl2, H2CO3, Na2CO3,

CaHPO4, Fe(NO3)3, Ni(NO3)2, BaSO4, KClO4,Cu(OH)2, NH3, (NH4)2SO4, MnO2, PF5,

H2CrO4, CaO, RbI, BaCrO4, Pb(OH)4, CuSO4, Ba(HCO3)2, Pb(NO3)2, Ca(ClO)2,

Mg3(PO4)2, Cl2O7, Fe(ClO2)2, ClO-, PO4-3, NH4

+, CO3-2, HSO3

-, MnO4-.

8.- Para cada uno de los elementos siguientes escriba su símbolo químico, determine el

nombre del grupo al cual pertenece, e indique si es un metal, un semimetal o un no metal: a)

radón; b)polonio; c)rubidio; d)fósforo; e)magnesio; f)cloro.

9.- ¿Cuál átomo tendrá la segunda mayor energía de ionización, el litio o el berilio?

10.- Compare los elementos sodio y magnesio de acuerdo con las propiedades siguientes:

a) configuración electrónica; b) carga iónica más común; c) primera energía de ionización;

d) punto de fusión; e) radio atómico. Explique las diferencias entre los dos elementos.

38

UNIDAD III

ENLACES QUÍMICOS

OBJETIVO EDUCACIONAL. Interpretará el comportamiento de los compuestos químicos, propiedades físicas y

químicas, así como su reactividad.

39

3.1 Enlace químico

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos.

Los enlaces químicos se forman cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes

interactúan y producen átomos enlazados o iones que son más estables que los átomos

mismos. Cuando se forma un enlace químico se libera energía.

3.2 Símbolos de Lewis y Regla del Octeto

Valencia. Se usa comúnmente para explicar tanto los enlaces iónicos como los covalentes. Es

la medida de la capacidad de un elemento para formar enlaces químicos.

Electrones de valencia. Son los electrones que toman parte en las uniones químicas, son los

que se acomodan en la capa más extensa del átomo. Los puntos como símbolo de los

electrones o símbolos de Lewis en honor de G. N. Lewis son una forma sencilla y

conveniente de mostrar los electrones de valencia de los átomos.

Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada

electrón de valencia en un átomo del elemento.

Configuración electrónica del Azufre [Ne]3s23p4 su símbolo con electrones punto mostrará

por consiguiente seis electrones de valencia.

..

.S.

¨

Los puntos se han colocado en cuatro regiones alrededor del símbolo atómico. Se han

representado cada una de estas regiones como capaces de acomodar un par de electrones.

El número de electrones de valencia de cualquiera de los elementos representativos, es el

mismo que el número de la columna a la que pertenece el elemento en la tabla periódica. Por

ejemplo, los símbolos con electrones punto para O y S, miembros de la familia 6A, muestran

seis puntos.

Con frecuencia, los átomos ganan, pierden o comparten electrones para tener el mismo

número de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica, esto debido a

que los gases nobles tienen una configuración electrónica de gran estabilidad, como lo

demuestran sus elevadas energías de ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y

su muy escasa reactividad química.

40

La siguiente tabla no. 3 muestra los símbolos de puntos de Lewis para los elementos

representativos y de los gases nobles.

Debido a que todos los gases nobles excepto el He tienen ocho electrones de valencia,

muchos átomos reaccionan para terminar también con ocho electrones de valencia, esta

observación llevó a lo que se conoce como Regla del Octeto: Los átomos tienden a ganar,

perder o compartir electrones hasta quedar rodeados por ocho electrones de valencia.

3.2.1 Excepciones a la regla del octeto

1. Moléculas con un número impar de electrones. Algunas moléculas como ClO2, NO

y NO2, tienen un número impar de electrones. Por ejemplo el NO contiene 5+6=11

electrones de valencia: es imposible el apareamiento completo de estos dos electrones

y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno de los átomos.

2. Moléculas conde un átomo tiene menos de un octeto. Es una situación

relativamente rara y se encuentra con mayor frecuencia en compuestos de Boro y

Berilio.

3. Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto. Es la más grande excepción,

consiste en las moléculas o iones en las que hay más de ocho electrones en la capa de

valencia de un átomo. Ejemplo: PCL5. Cuando dibujamos la estructura de Lewis para

esta molécula, nos vemos forzados a extender la capa de valencia y colocar diez

electrones alrededor del átomo de P central

:¨Cl: :¨Cl: :¨Cl: P

:¨Cl: :¨Cl:

41

Ejercicio propuesto.

Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro.

ELEMENTO ELECTRONES DE VALENCIA

ESTRUCTURA DE LEWIS

Sodio 1 Na* Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Argón Cloro Desarrolle la estructura de Lewis para los compuestos siguientes HNO2

NH3

HF

Escriba los símbolos de puntos de Lewis de los reactivos y productos de las siguientes

reacciones. (Primero balancee las ecuaciones).

a) Sr + Se SrSe

b) Ca + H2 CaH2

c) Li + N2 Li 3N

d) AL + S Al2S3

42

3.3 TIPOS DE ENLACE.

Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto:

iónico, covalente y el enlace metálico. Cuando la diferencia de electronegatividad es mayor a

1.7 es un enlace iónico y si es menor o igual que 1.7, entonces es un enlace covalente.

3.3.1 Enlace Iónico Se refiere a las fuerzas electrostáticas que se presentan entre partículas de carga opuesta. Los

iones se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.

Generalmente las sustancias iónicas son el resultado de interacciones de metales del extremo

izquierdo de la tabla periódica con elementos no metálicos del extremo derecho.

La formación de Na+ a partir de Na y de Cl- a partir de Cl2 indica que un electrón ha sido

perdido por un átomo de Sodio y que lo ha ganado un átomo de Cloro. Tal transferencia de

electrones para formar iones con cargas opuestas, se efectúa cuando los átomos de los que se

trata difieren mucho en su atracción por los electrones. El ejemplo de NaCl es típico de los

compuestos iónicos; comprende un metal de energía de ionización baja y de un no metal con

afinidad electrónica elevada.

Si utilizamos los símbolos con electrones punto

.. .. _

Na . + . Cl : Na+ + [:Cl:]

¨ ¨

La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl. Cada ión

tiene un octeto de electrones: el octeto del sodio Na+ es 2s2-2p6 que son los electrones que

están debajo del único electrón de valencia 3s del átomo de Na.

El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srita. Un átomo de Na dona un electrón a un

Electrón de manos del villano Sr. Sodio átomo de Cl para formar los iones Na+ y Cl-.

43

En experiencias sencillas hemos podido ver que al disolver en agua cloruro de sodio sólido, la

disolución resultante conduce la electricidad; esto indica que el cloruro de sodio está

compuesto por iones Na+ y Cl-. Así cuando el sodio y el cloro reaccionan para formar cloruro

de sodio, los átomos de sodio transfieren electrones a los átomos de cloro para formar los

iones Na+ y Cl- que se agregan a continuación para formar cloruro de sodio sólido. Esta

sustancia sólida resultante es dura; tiene punto de fusión de aproximadamente 800°C. La gran

fuerza de enlace en el cloruro de sodio se debe a las atracciones entre iones de carga opuesta

que se encuentran muy cercanos entre sí. Este es un ejemplo de enlace iónico.

Cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta

afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la formación de un

compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no metal.

El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones relativamente fáciles (metal)

reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).

Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que

denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un número

indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las negativas), de manera

que el conjunto sea eléctricamente neutro.

Figura no. 11 Estructura del NaCl

Energía de red de un compuesto iónico es la energía que se requiere para separar un mol de la sustancia iónica sólida, en sus iones gaseosos.

44

Iones de los metales de transición

Al formar iones, los metales de transición pierden los primeros electrones s de la capa de

valencia; después, tantos electrones d como se requieran para formar un ión de una carga

particular. Ejemplo: La Plata posee una configuración de electrones externos 5s13d10. Al

formar Ag+ se pierde el electrón 5s, dejando una capa llena de 18 electrones en el nivel n=4.

Debido a que esta capa está llena es semejante a una configuración de gas noble.

Características de las sustancias iónicas

• Son sustancias quebradizas

• Con puntos de fusión elevados

• Son cristalinas, lo que significa que los sólidos tienen superficies planas que forman

ángulos característicos entre si

• Con frecuencia pueden romperse, separarse a lo largo de superficies planas lisas

Las características de las sustancias iónicas son el resultado de las fuerzas electrostáticas que

mantienen los iones en un arreglo rígido tridimensional bien definido.

Propiedades físicas de los compuestos iónicos

• Sólidos a temperatura ambiente

• Alto punto de fusión

• Solubles en agua, insolubles en benceno

• Disueltos en agua son buenos conductores de la electricidad

3.3.2 Enlace covalente

Es aquel enlace químico formado al compartir un par de electrones.

La molécula de H, H2, nos proporciona el ejemplo más sencillo de un enlace covalente

H. + .H H:H H H Estructuras de Lewis

El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de H de dos electrones en el

orbital 1s de su capa de valencia de modo que adquiere la configuración electrónica del gas

noble He.

45

Enlaces múltiples

Compartir un par de electrones constituye un enlace covalente sencillo generalmente

denominado como enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos logran octetos

completos compartiendo entre ellos más de un par de electrones. Cuando se comparten dos

pares de electrones, se trazan dos líneas, que representan un doble enlace. Un triple enlace se

forma al compartir tres pares de electrones. Estos enlaces múltiples se encuentran, por

ejemplo, en la molécula de N2

¨ .

:N: + : N : :N::: N: : N N:

Fuerza y longitud de enlace A medida que se incrementa el número de uniones entre dos átomos, los enlaces se hacen más

cortos y más fuertes. Ejemplo:

C___C C_____ C C_____ C

1.54 °A 1.34°A 1.20°A

348Kj/mol 614Kj/mol 839Kj/mol

El concepto de polaridad de enlace es útil para describir en que grado se comparten los

electrones entre dos átomos. Un enlace no polar es aquel en que los electrones se comparten

por igual entre los dos átomos. En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce mayor

atracción por los electrones que el otro. Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer

electrones es grande, se forma un enlace iónico.

Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La

molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya

que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los

electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y

se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se

enlazan, se forma un enlace no polar.

46

Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos

átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad

hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente

los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan

pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los

electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace H- O en la molécula de

agua.

Figura no. 12 Molécula de agua. La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los

electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los

electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno (más electronegativo)

tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado

anteriormente conduce a una desigual participación.

Propiedades físicas de los compuestos covalentes

• Sólidos, líquidos o gases

• Si son sólidos tienen bajo punto de fusión

• Poco solubles en agua

• Algunos reaccionan con el agua para formar iones y de esta manera se vuelven

conductores de la corriente

3.4 Formas moleculares

La forma molecular global está determinada por sus ángulos de enlace, que son los ángulos

formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.

47

3.4.1 El modelo RPENV (Modelo de Repulsión del Par Electrónico del Nivel de

Valencia)

Es un modelo que ayuda a predecir la forma de las moléculas, explica el mejor acomodo de

un número dado de pares de electrones que minimiza las repulsiones entre ellos.

La disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central de una molécula ABn es

la geometría de sus pares de electrones. La geometría molecular de una molécula o ión es la

disposición de los átomos en el espacio. Podemos predecir la geometría de una molécula a

partir de la geometría de sus pares de electrones.

Al describir la forma de una molécula siempre indicamos la geometría molecular, no la

geometría de los pares de electrones.

Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante al predecir la geometría.

Por ejemplo, consideremos el metano, CH4, el amoniaco, NH3, y el agua, H2O. Los tres

tienen geometrías de pares de electrones tetraédricas, pero sus ángulos de enlace muestran

pequeñas diferencias:

.. H .. O C H N H : H H 109.5° H 107° 104.5° H H H Observe que los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de pares de

electrones no enlazantes. Los pares enlazantes son atraídos por los dos núcleos de los átomos

enlazados. En cambio, la única influencia sobre el movimiento de los electrones no enlazantes

es la atracción de un solo núcleo, y por tanto se extienden más en el espacio. El resultado es

que los pares de electrones no enlazantes ejercen fuerzas de repulsión más intensas sobre los

pares de electrones adyacentes y por ello tienden a comprimir los ángulos que hay entre los

pares enlazantes. Puesto que los enlaces múltiples contienen una densidad de carga

electrónica más alta que los enlaces sencillos, también afectan los ángulos de enlace.

Cl 124.3° Fosgeno Cl2CO 111.4° C O

Cl 124.3 Los electrones de los enlaces múltiples ejercen una fuerza de repulsión mayor sobre los pares

de electrones adyacentes que la ejercida por los enlaces sencillos.

48

Tabla no. 4 Geometrías de los pares electrónicos en función del número de pares de electrones

49

Tabla no. 5 Geometrías de los pares electrónicos en función del número de pares de electrones, para moléculas con dos, tres y cuatro pares de electrones alrededor del átomo central.

50

Tabla no. 6 Geometrías de los pares electrónicos en función del número de pares de electrones, para moléculas con cinco y seis pares de electrones alrededor del átomo central

51

3.4.2 Teoría del enlace de valencia

Es una extensión de la notación de Lewis para los enlaces de pares de electrones. En la teoría

del enlace de valencia, se forman enlaces covalentes cuando orbitales atómicos de átomos

vecinos se traslapan. La región de traslape es favorable para los dos electrones a causa de su

atracción hacia dos núcleos. Cuanto mayor es el traslape entre dos orbitales más fuerte es el

enlace que se forma. Traslape es cuando dos orbitales comparten una región del espacio.

Orbitales híbridos

Estos son orbitales formados mezclando dos o más orbitales atómicos de un átomo en un

proceso llamado hibridación.

Orbitales híbridos sp

Un orbita s y un p se pueden combinar para formar dos orbitales híbridos sp equivalentes. Los

lóbulos grandes de los dos orbitales híbridos apuntan en direcciones opuestas, son una

separación de 180°.

Orbitales híbridos sp2 y sp3

Siempre que mezclamos cierto número de orbitales atómicos obtenemos el mismo número de

orbitales híbridos.

Es posible hibridar otras combinaciones de orbitales atómicos para obtener geometrías

diferentes. Por ejemplo, el BF3, un electrón “s del átomo de B se puede promover a un orbital

“p desocupado. Si mezclamos el orbital “s y dos de los orbitales “p obtendremos tres orbitales

híbridos sp2 equivalentes:

Promover Hibridar

2s 2p 2s 2p sp2 2p Los tres orbitales híbridos sp2 están en el mismo plano con una separación de 120° y forman

al combinarse una geometría trigonal plana.

Un orbital s puede mezclarse con los tres orbitales p de la misma subcapa. Imaginemos que

este proceso es el resultado de la mezcla de los orbitales atómicos 2s y los tres orbitales

atómicos “p del carbono para crear cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes:

52

Promover Hibridar

2s 2p 2s 2p sp3 Cada uno de los orbitales híbridos sp3 tiene un lóbulo grande que apunta hacia un vértice de

un tetraedro.

Hibridación con participación de los orbitales d

Los átomos del tercer periodo en adelante también pueden utilizar orbitales d para formar

orbitales híbridos. Si mezclamos un orbital s, tres orbitales p y un orbital d, obtendremos

cinco orbitales híbridos sp3d los cuales están dirigidos hacia los vértices de una bipirámide

trigonal. El átomo de Fósforo en el PF5 ejemplifica la formación de este tipo de híbridos:

3s 3p 3d

3s 3p 3d

sp3d 3d De forma similar, la mezcla de un orbital s, tres orbitales p y dos orbitales d produce seis

orbitales híbridos sp3d2, dirigidos hacia los vértices de un octaedro.

53

Tabla no. 7 Geometría de orbitales híbridos.

54

3.5 Enlaces múltiples

3.6.1 Enlaces sigma σ

Son aquellos en los cuales la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo de la

línea que conecta los núcleos (eje intermolecular). La línea que une a los dos núcleos pasa por

el centro de la región de traslape.

Enlaces pi ( π )

Son el resultado del traslape de dos orbitales p orientados perpendicularmente al eje

internuclear. Es un enlace covalente en el que las regiones de traslape están arriba y abajo del

eje internuclear. A diferencia de los enlaces σ, en los enlaces π no hay probabilidad de

encontrar el electrón en el eje internuclear.

Dado que el traslape total en los enlaces π tiende a ser menor que en un enlace σ, los primeros

generalmente son más débiles que los segundos. En casi todos los casos, los enlaces sencillos

son enlaces σ. Un doble enlace consiste en un enlace σ y un enlace π, y un triple enlace

consiste en un enlace σ y un enlace π, y un triple enlace consiste en un enlace σ y dos enlaces

π.

H H H H C C N N Enlace σ H H Enlace σ y enlace π Enlace σ y dos enlaces π En las moléculas que tienen enlaces múltiples y más de una estructura de resonancia, como el

C6 H6 (Benceno), los enlaces π están deslocalizados, es decir, los enlaces π se extienden

sobre varios átomos.

3.6 Fuerzas intermoleculares Fuerzas Dipolo/Dipolo Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de Dispersión de London Puentes de Hidrógeno Fuerzas Ión-Dipolo

Fuerzas de atracción entre las moléculas neutras Fuerzas

Intermoleculares

55

Fuerzas intramoleculares. Las fuerzas de enlace que mantienen juntos a los átomos de una

molécula se llaman intramoleculares (en el interior de la molécula).

Fuerzas intermoleculares. Las fuerzas que se producen entre moléculas y ocasionan que se

agreguen para formar un sólido o líquido se llaman fuerzas intermoleculares (entre

moléculas).

Las fuerzas intramoleculares estabilizan a las moléculas individuales en tanto que las fuerzas

intermoleculares son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la

materia ( por ejemplo, punto de fusión y punto de ebullición).

En general, las fuerzas intermoleculares son más débiles que las fuerzas intramoleculares, por

ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus

moléculas.

Las fuerzas dipolo-dipolo y las fuerzas de dispersión integran lo que se denomina fuerzas de

van der Waals. Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas

conocidas como fuerzas ion-dipolo, que no son fuerzas de van der waals. El enlace de

hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte. Dado que sólo unos

cuantos elementos pueden participar en la formación del enlace de hidrógeno, éste se trata

como una categoría aparte.

Fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas de atracción que actúan entre moléculas polares, es decir,

entre moléculas que poseen momentos dipolo. A mayor momento dipolo mayor es la fuerza.

En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido,

pero tienden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones atractivas sean

máximas. Se atraen entre sí alineándose de manera que los extremos positivo y negativo se

encuentren cercanos.

Fuerzas ion-dipolo. Se atraen entre sí un ion (ya sea un catión o un anión) y una molécula

polar. La intensidad de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion así como de la

magnitud del momento dipolo y del tamaño de la molécula.

La hidratación es un ejemplo de interacción ion-dipolo. En una disolución acuosa de NaCl,

los iones Na+ y Cl- están rodeados de moléculas de agua, las cuales tienen un gran momento

dipolo. Por el contrario, el tetracloruro de carbono (CCl4), una molécula no polar, carece de la

capacidad de participar en una interacción ion-dipolo. En consecuencia, el CCl4 es un mal

disolvente de compuestos iónicos, al igual que la mayoría de los líquidos no polares.

56

Puente de hidrógeno. Se observa la formación de enlaces dipolo-dipolo particularmente

fuertes entre moléculas en las cuales el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo,

como N, O o F. Hay dos factores que explican la fuerza de estas interacciones: la polaridad

considerable del enlace y la corta distancia entre los dipolos que es posible debido al tamaño

tan pequeño del átomo de H.

Los puentes de H tienen efectos muy importantes sobre diversas propiedades físicas. El punto

de ebullición del H2O es mucho más alto de lo que sería de esperarse por la tendencia que se

observa en otros miembros de la serie. Esto es ocasionado por el valor de electronegatividad

tan alto del átomo de oxígeno en comparación con los otros miembros del grupo, por lo que el

enlace O-H es mjucho más polar que los enlaces S-H, Se-H o Te-H.

Fuerzas de dispersión de London. Aún las moléculas que carecen de momento dipolo,

ejercen fuerza una sobre la otra. Esto se sabe porque todas las sustancias, inclusive los gases

nobles, existen en estado líquido y sólido a temperaturas muy bajas. Las fuerzas relativamente

débiles que se producen entre los átomos de gases nobles y las moléculas no polares se llaman

fuerzas de dispersión de London. Para comprender su origen considérense un par de átomos

de gas noble. Aunque por lo general se supone que los electrones del átomo están distribuidos

de forma uniforme en torno al núcleo, aparentemente no es cierto en todos los casos. Los

átomos desarrollan un ordenamiento bipolar temporal de carga a medida que los electrones

viajan en torno al núcleo. Este dipolo instantáneo induce un dipolo similar en algún átomo

vecino. La atracción interatómica que se forma de este modo es débil y de corta duración.

3.7 TIPOS DE SÓLIDOS

Muchas sustancias son sólidos cristalinos es decir, tienen un ordenamiento regular de sus

componentes.

Tipos importantes de sólidos cristalinos: los sólidos iónicos representados por el cloruro de

sodio, y los sólidos moleculares representados por la sacarosa.

Un tercer tipo de sólido cristalino está representado por elementos como el grafito y el

diamante, el boro, el silicio y todos los metales. Estas sustancias que contienen átomos de un

elemento único enlazados en forma covalente se llaman sólidos atómicos.

57

Sólidos cristalinos:

Sólidos iónicos. Sus componentes son iones.

Son sustancias estables con puntos de fusión altos que se mantienen unidos entre sí por las

fuerzas considerables que existen entre iones de cargas opuestas.

Sólidos moleculares. Sus componentes son moléculas.

En un sólido molecular la partícula fundamental es una molécula Ejemplo hielo, hielo seco

(contiene moléculas de CO2), azufre (contiene moléculas de S8) y fósforo blanco (contiene

moléculas de P4). Los sólidos moleculares tienden a fundirse a temperaturas relativamente

bajas porque las fuerzas intermoleculares son relativamente débiles. Si la molécula tiene

momento dipolo, las fuerzas dipolo-dipolo mantienen junto al sòlido. Las fuerzas de

dispersión de London mantienen juntos a los sólidos de moléculas no polares.

Sólidos atómicos. Sus componentes son átomos.

La propiedades de los sólidos atómicos varían en forma considerable por las distintas maneras

en que interaccionan entre sí las partículas fundamentales, que son los átomos. Por ejemplo,

los sólidos de los elementos de los elementos del grupo 8 tienen puntos de fusión muy bajos,

ya que estos átomos tienen orbitales de valencia llenos y no forman enlaces covalentes entre

sí. Por tanto, en estos sólidos hay fuerzas débiles de dispersión de London. Por otra parte el

diamante, es una de las sustancias más duras que se conoce y tiene punto de fusión

sumamente alto (cercano a 3500ºC). La dureza increíble del diamante se debe a los enlaces

tan fuetes C-C de tipo covalente en el cristal, que forman moléculas gigantes.

3.8 Enlaces metálicos

Propiedades físicas de los metales

Casi todos lo metales son maleables, lo que significa que se pueden martillar para formar

hojas delgadas, y dúctiles, es decir, se pueden estirar para formar alambres. Estas propiedades

indican que los átomos son capaces de resbalar unos con respecto a otros.

Los sólidos iónicos de la mayor parte de los compuestos covalentes no muestran este tipo de

comportamiento. Estas clases de sólidos son muy quebradizos y se fracturan con facilidad.

Considere, por ejemplo, la diferencia entre de dejar caer un cubo de hielo, y un bloque de

aluminio metálico sobre un piso de concreto.

58

Modelo de orbitales moleculares para los metales (Teoría de Bandas)

Como ya sabemos, el traslape de orbitales atómicos conduce a la formación de orbitales

moleculares. El número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos que

se traslapan. En un metal el número de orbitales atómicos que se traslapan es muy grande. Por

tanto, el número de orbitales moleculares también es muy grande. La figura muestra de

manera esquemática lo que sucede cuando un numero creciente de átomos metálicos se junta

para formar orbitales moleculares.

Banda de orbitales moleculares Energía 1 2 3 4… Muy grande Número de átomos metálicos que interactúan

A medida que los orbitales atómicos se traslapan, se forman combinaciones de orbitales

moleculares de enlace y antienlace. Las energías de estos orbitales moleculares se encuentran

a intervalos separados por espacios pequeños en la gama de energía entre los orbitales de más

alta y más baja energía.

En consecuencia, la interacción de todos los orbitales atómicos de valencia de cada átomo

metálico con los orbitales de átomos metálicos adyacentes da origen a un número enorme de

orbitales moleculares que se extiende por toda la estructura metálica. Las diferencias de

energía entre estos orbitales metálicos son tan minúsculas que para todo propósito práctico

podemos pensar que los orbitales forman una banda continua de estados energéticos

permitidos, la cual se conoce como banda de energía.

Los electrones disponibles para formar enlaces metálicos no llenan totalmente los orbitales

moleculares disponibles; podemos pensar en la banda de energía como un recipiente

parcialmente lleno de electrones. El llenado incompleto de la banda de energía da origen a

propiedades metálicas características. Los electrones de orbitales cercanos a la parte superior

de los niveles ocupados requieren muy poca aportación de energía para ser “promovidos” a

orbitales de energía aún mayor, que están desocupados.

59

Bajo la influencia de cualquier fuente de excitación, como un potencial eléctrico aplicado o

una aportación de energía térmica, los electrones se trasladan a niveles que estaban vacantes y

de esta manera quedan en libertad para moverse a través de la red, lo que da origen a la

conductividad eléctrica y térmica.

El enlace metálico se debe al movimiento de los electrones de la capa de valencia en una

banda energética formada por el traslapamiento de subniveles.

La teoría de las bandas no solamente explica el enlace metálico, sino que también sirve para

describir las características de los metales, como:

2. conducción de la electricidad

3. conductividad térmica

4. brillo metálico

5. ductibilidad y maleabilidad

¿Cuál es la diferencia existente entre conductor, semiconductor y aislante?

Es sencillo, los conductores son todos aquellos que poseen menos de 4 electrones en la capa

de valencia, el semiconductor es aquel que posee 4 electrones en la capa de valencia y el

aislante es el que posee más de 4 electrones en la capa de valencia.

3.9 Propiedades de las sustancias.

)

Figura no 13 Tipos de enlace.

60

El tipo de enlace condiciona las propiedades de las sustancias que los presentan, pudiendo

distinguir cuatro tipos de sustancias cuyas propiedades más generales se indican en la tabla

siguiente:

Sustancias iónicas Sustancias covalentes moleculares

Sustancias covalentes atómicas

Sustancias metálicas

Estructura Red cristalina de iones positivos y negativos

Moléculas Red cristalina de átomos

Red cristalina de iones positivos y electrones

Estado natural Sólido Líquido o gaseoso Sólido Sólido Punto de fusión Elevado Bajo Muy elevado Elevado

Solubilidad Solubles en agua Insolubles en agua y solubles en otros disolventes

Insolubles Insolubles en agua

Conductividad

Conducen la corriente sólo fundidas o en disolución

No conductoras No conductoras Buenos conductores

Ejemplo Cloruro de sodio Amoníaco Diamante Cobre

Tabla no. 8 Propiedades de las sustancias. CARACTERÍSTICAS ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE ENLACE METÁLICO

PARTÍCULAS UNITARIAS

Iones positivos y negativos

Moléculas Iones positivos y electrones móviles

ESTADO FÍSICO A TEMPERATURA AMBIENTE

Sólidos Sólidos, líquidos y gases Todos sólidos excepto el Hg

PUNTO DE FUSIÓN Alto, entre 300 y 1000ºC

Bajo, muy variable Varía ampliamente

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA COMO SÓLIDO FUNDIDO EN AGUA

Ninguna Sí, buena Sí, buena

Ninguna Ninguna Ninguna

Sí Sí No aplicable

SOLUBILIDAD

Solubles en disolventes polares como el agua.

Compuestos covalentes NO polares: solubles en disolventes no polares. Compuestos covalentes polares: solubles en disolventes polares.

Insolubles en disolventes no polares. Algunos reaccionan con los ácidos y unos pocos con agua.

EJEMPLOS

NaCl, CaCl2

CH4, CO2, H2O, I2

Cu, Mg, Al, Fe

Tabla no. 9 Características de los enlaces químicos.

61

Ejercicio. Completar el siguiente cuadro usando la información anterior. Sustancia problema

Características Tipo de enlace

A

Líquido, no conduce la corriente eléctrica. Insoluble en agua. Hierve a 115ºC

B Sólido no conductor de la corriente eléctrica cuando está fundido. Se disuelve en agua produciendo una solución no conductora.

C Sólido brillante, conductor de la corriente eléctrica que no funde con un mechero Bunsen. Insoluble en agua y queroseno pero soluble en ácido.

D Sólido cristalino blanco que se disuelve en agua produciendo una solución conductora de la electricidad.

Ejercicio propuesto.

1.- Indique mediante símbolos de Lewis, la transferencia de electrones en la formación de los

compuestos a partir de sus átomos.

a) CaBr2 b) Li2O c) LiF d) NaCl

2.- Clasifique las moléculas siguientes como polares o no polares.

a) H2O c) O2

b) HCl d) H2S

3.- Clasifique el enlace como iónico o covalente, entre los elementos de los siguientes

compuestos.

a) MgCl2 c) Br2 e) NH3

b) CO2 d) BaCl2 f) Na2O

4.- Identifique cuales de los compuestos o iones no cumplen con la regla del octeto.

a) CO32- c) SiH4 e) I-

b) BH3 d) H3O+ f) SF6

5.- ¿Cuál de los siguientes elementos tiene seis electrones de Valencia?

a) S b) Kr c) N d) Si

6.- Molécula que presenta enlace por puente de hidrógeno.

a) KI b) HBr c) CH4 d) CH3-CH2-OH

7.- Desarrolle la fórmula de las siguientes sustancias.

a) H2S b) Na2CO3 c) MgF2

62

8.- Represente las estructuras de Lewis para las moléculas siguientes:

a) PCl3 b) HCN c) NO3- d) NO2

-

9.- ¿Cuál de los enlaces siguientes es más polar:

a) S-Cl b) S-Br c) Se-Cl d) Se-Br

10.- ¿Cuál es el símbolo de Lewis para cada uno de los átomos o iones siguientes?

a) S b) I c) P-3 d) Ba+2

11.- Prediga la fórmula química del compuesto iónico que se forma entre los pares de

elementos siguientes:

a) Ca, Cl b) Sr, S c) Mg, N d) H, Si

12.- Es el enlace que resulta cuando se unen átomos de igual electronegatividad.

a) Metálico c) Covalente no polar

b) Iónico d) Covalente polar

13.- Principal característica de los compuestos iónicos.

a) Son insolubles en agua

b) Conducir la corriente eléctrica

c) Son líquidos

d) Bajo punto de fusión

14.- ¿Qué tipos de enlace presenta el compuesto NaClO (hipoclorito de sodio) si los valores

de electronegatividades son: Na= 0.9; Cl=3.0 y O=3.5 pauling.

15.- En cada caso, ¿los enlaces son iónicos, covalentes o metálicos?

a) El asfalto que salpica un automóvil no se disuelve en agua, pero es soluble en fluido para

encender carbón y en otros disolventes no polares derivados del petróleo. Además, el asfalto

no conduce una corriente eléctrica.

b) Se hicieron pruebas de conductividad con agua corriente, encontrándose que es mala

conductora de electricidad. La evaporación total de 20 ml de agua corriente dejó un residuo

sólido blanco.

63

UNIDAD IV

NOMENCLATURA

Objetivo Educacional. Distinguirá los principales tipos de compuestos químicos a través de sus fórmulas,

nomenclatura, reactividad e impacto económico y ambiental.

64

4.1Tipos de Nomenclatura.

La nomenclatura química es el sistema de normas, comunes en todo el mundo, para

denominar a los elementos y a los compuestos químicos.

Nomenclatura IUPAC.

La unión Internacional de Química Pura y Aplicada es un organismo que establece las normas

bajo las cuales debe darse nombre a los compuestos.

Sistema Ginebra.

Organismo formado antes de la IUPAC por el cual es posible dar nombre también a los

compuestos químicos.

Existen compuestos cuyos nombres no siguen la regla de ninguno de los dos sistemas; estos

nombres se conocen como triviales o comunes.

4.2 Fórmulas químicas. En una fórmula química, los símbolos representan átomos, en la mayoría de los casos, llevan

números como subíndices que indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en el

compuesto. Cuando el símbolo no lleva escrito un número como subíndice el símbolo

representa la unidad, ó sea, un átomo de ese elemento. Por lo tanto una fórmula química se

define como la representación química abreviada de un compuesto. La suma algebraica de los

índices de oxidación de cada uno de los átomos que intervienen en la fórmula ha de ser igual a

cero. Para la escritura de una fórmula, primero se escribe la parte positiva y luego la negativa.

Enseguida, los números de oxidación se intercambian cruzándolos y colocándolos como

subíndices. Ejemplos:

Fe3+ O2- Fe2 O3 H1+ O2- H2O K1+ OH1- KOH Al3+ OH1- Al(OH)3

65

Ejercicio propuesto: Escribe sobre las líneas las fórmulas de los compuestos que se forman

al combinarse los iones que se indican.

NO3

- O2-

Cl-

CO3

2- PO4

3- HCO3-

OH -

ClO3

- SO4

2- H-

Na+

Be2+

Co3+

Bi5+

Cu2+

Fe2+

k+

Pb+2

Al+3

Cr+2

Mg+2

66

4.3 Clasificación de los compuestos inorgánicos

1. De acuerdo al tipo de enlace que presentan

A) Compuestos iónicos (aquellos formados por iones)

NaCl, Na2O, KCl, ZrO2, etc.

B) Compuestos moleculares o covalentes (constituidos por moléculas)

HCl, CO2, NH3, etc.

2. Por el número de elementos que los constituyen

A) Compuestos binarios (Formados por dos elementos)

Fe2O3, AgCl, CO, etc. AgCl, CO, etc.

B) Compuestos ternarios (formados por tres elementos) B) Compuestos ternarios (formados por tres elementos)

C) Compuestos poli atómicos (formados por más de tres elementos) C) Compuestos poli atómicos (formados por más de tres elementos)

3. De acuerdo a la función química que presentan 3. De acuerdo a la función química que presentan

(Funciones químicas inorgánicas) (Funciones químicas inorgánicas)

M=Metal O=Oxígeno M=Metal O=Oxígeno X=No metal H=Hidrógeno X=No metal H=Hidrógeno Funciones Químicas

Inorgánicas

HIDRUROS

OXIDOS

ÁCIDOS

HIDRÓXIDOS

SALES

Figura no. 14 Funciones químicas inorgánicas. Figura no. 14 Funciones químicas inorgánicas.

etálicos MO o metálicos o Anhídridos

XO

MN

Metálicos

MOH

Metálicos MH

No metálicos XH

Hidrácidos

HX Oxácidos

HXO

Binarias MX Oxisales MXO Básicas M (OH)X Ácidas MHXO No metálicas XX

67

Ejercicio propuesto 1 Observa la formula química y determina que tipo de función química es. Fórmula química Tipo de función

PtO2 CuH2

Fe(OH)3 HI

H3PO4 NaCl SrBr2

LiHCO3 Al2O3 K3PO4 HNO3 MgH2 SO2

CuSO4 Fe2O3 NH3

Mg(OH)NO3 H2CO3

Cr(OH)2 4.4 Óxidos

Son compuestos químicos formados por la combinación del oxigeno con el resto de los

elementos.

Clasificación

Los óxidos se clasifican en óxidos metálicos (Metal + oxígeno) y los óxidos no metálicos o

anhídridos (No metal + oxígeno)

Óxidos metálicos

Los óxidos metálicos resultan de la combinación de un metal con oxigeno:

2Ca + O2 → 2CaO

Metal Oxígeno Óxido metálico

68

También se les conoce como óxidos básicos, porque al reaccionar con el agua forman otro

tipo de compuestos llamados bases o hidróxidos,

CaO + H2O → Ca(OH)2 Óxido metálico o básico Agua Base o hidróxido En los sistemas de Ginebra y de la IUPAC, los óxidos de los metales que solo tienen un

numero de oxidación se nombran iniciando con la palabra óxido, seguida de la preposición de,

y finalmente el nombre del metal correspondiente.

Na2O Oxido de sodio

BaO Oxido de Bario

Cuando el metal tiene más de un número de oxidación, en el sistema Ginebra se emplea la

terminación –ico para el número de oxidación mayor, y –oso para el menor. En el sistema

IUPAC (stock) el número de oxidación del metal se indica con números romanos después del

nombre del metal. En el sistema Ginebra no es posible nombrar a óxidos cuyos números o

estados de oxidación son más de dos.

FeO óxido ferroso (Ginebra)

óxido de hierro II (IUPAC)

Fe2O3 óxido férrico (Ginebra)

óxido de hierro III (IUPAC)

Existen casos especiales de óxidos metálicos en los cuales el oxígeno funciona con estado de

oxidación de – 1. Para nombrar a estos óxidos se agrega el prefijo per– a la palabra óxido,

seguida del nombre del metal:

Na2O2 Peróxido de sodio

H2O2 Peróxido de hidrogeno

K2O2 Peróxido de potasio

Óxidos no metálicos o anhídridos

Son también conocidos como óxidos ácidos y se forman al combinarse el oxígeno con un no

metal:

C + O2 → CO2

Metal Oxígeno Anhídrido

69

El nombre de óxidos ácidos lo reciben porque al reaccionar con agua producen ácidos

(Oxiácidos).

CO2 + H2O → H2CO3

Óxido ácido Agua Oxiácido

Para nombrar a los anhídridos de acuerdo con el sistema de Ginebra se escribe la palabra

anhídrido seguida del nombre del no metal, con el prefijo y/o sufijo que le corresponda, según

el número de oxidación con el cual funciona. En el sistema de la IUPAC, después de escribir

la palabra anhídrido y el nombre del no metal, se señala con número romano entre paréntesis

el número de oxidación con el cual funciona.

Prefijos- sufijos para nomenclatura de anhídridos en el sistema Ginebra (Tabla 10). Prefijo Sufijo Grupo IIIA IVA VA VIA VIIA Per -ico 7 -ico 3 4 5 6 5 -oso 1 2 3 4 3 Hipo -oso 1 2 1 CO Anhídrido de carbono II (IUPAC)

Anhídrido carbonoso (Ginebra)

CO2 Anhídrido de carbono IV (IUPAC)

Anhídrido carbónico (Ginebra)

Además para la nomenclatura para los anhídridos ya analizada, existe otra que emplea prefijos

griegos, que denota el número de átomos de oxígeno y del no metal que existen en la

molécula.

Prefijos griegos para nomenclatura de anhídridos (Tabla no. 11).

Prefijo No. de átomos Mono- 1 Di- 2 Tri- 3 Tetra- 4 Penta- 5 Hexa- 6 Repta- 7 Octa- 8

Cl2O3 Trióxido de dicloro CO Monóxido de carbono P2O5 Pentóxido de difósforo

70

4.5 Hidróxidos Los hidróxidos son compuestos que resultan de la combinación de un óxido metálico con agua. CaO + H2O → Ca(OH)2 Óxido metálico Agua Base o hidróxido A este tipo de compuestos se les conoce como bases o álcalis y se caracterizan por llevar en

su composición a un metal unido al grupo hidróxido o hidroxilo (OH-); en solución cambian

de rojo a azul el papel tornasol, tienen un sabor amargo y presentan al tacto una sensación

jabonosa.

Los metales, como siempre, trabajan con números de oxidación positivos y el grupo hidróxido

con valor de -1. Para escribir la formula de un hidróxido, se escribe primero el metal y luego

el grupo hidróxido, se intercambian sus números de oxidación y se escriben como subíndices.

El grupo hidróxido se escribe entre paréntesis si el subíndice que le corresponde es mayor a 1.

K1+ OH1- ------ KOH Al3+ OH1- ------ Al(OH)3 Para nombrar a los hidróxidos, se emplean las mismas reglas que para los óxidos metálicos,

cambiando la palabra óxido por hidróxido y empleando las terminaciones -ico (mayor), -

oso(menor) para el sistema de ginebra, o bien, números romanos, según el sistema stock de la

IUPAC.

KOH Hidróxido de potasio

Fe(OH)2 Hidróxido ferroso

Hidróxido de hierro II

4.6 Hidruros

El H al combinarse con el resto de los elementos de la tabla, forma compuestos químicos

conocidos como hidruros; estos pueden ser hidruros metálicos e hidruros no metálicos.

Hidruros metálicos

Son el resultado de la unión entre el H y un metal.

2Na + H2 → 2NaH

Metal Hidrógeno Hidruro metálico

71

Los hidruros metálicos se caracterizan por ser los únicos compuestos en los que el H

funciona con número de oxidación -1. Para escribir la fórmula de un hidruro metálico

primero se escribe el símbolo del metal o parte positiva y después el del H, que será la parte

negativa.

Ca2+ H1- ----------- CaH2 Para nombrarlos se utiliza la palabra hidruro, la preposición de y el nombre del metal. En el

sistema Ginebra, se utilizan las terminaciones –ico y –oso para indicar el mayor y menor

número de oxidación del metal, respectivamente; en el sistema de la IUPAC esos números se

señalan con números romanos. Cuando el metal solo tiene un número de oxidación, el nombre

del hidruro es el mismo en ambos sistemas.

Sistema de Ginebra Fórmula Sistema de la IUPAC

Hidruro mercúrico HgH2 Hidruro de mercurio II

Hidruro mercuroso HgH Hidruro de mercurio I

Hidruro de Litio LiH Hidruro de Litio

Como habrás observado, se siguen las mismas reglas de nomenclatura que para los óxidos y

los hidróxidos.

Hidruros no metálicos Estos están constituidos por la unión del H y un no metal.

2H2 + C → CH4

Hidrógeno No metal Hidruro no metálico

El H en estos compuestos tiene número de oxidación de +1, por lo que los metales funcionan

sólo con su número de oxidación negativo. Debido a las características químicas que

presentan estos compuestos, se pueden dividir en dos tipos.

Hidruros no metálicos de los grupos IIIA, IVA y VA

Varios de estos hidruros fueron conocidos y nombrados antes de la sistematización de la

nomenclatura química. En la actualidad, la IUPAC, además del nombre sistemático que les

asigna, acepta como correctos los nombres comunes o triviales y su formulación.

72

Para dar nombre a estos hidruros, la IUPAC, se escribe la palabra hidruro, la preposición de y,

finalmente, el nombre del no metal. El cuadro siguiente nos muestra los hidruros de este tipo.

Nombre trivial Fórmula Nombre de la IUPAC

Borano BH3 Hidruro de Boro

Metano CH4 Hidruro de Carbono

Silano SiH4 Hidruro de Silicio

Amoniaco NH3 Hidruro de Nitrógeno

Fosfina PH3 Hidruro de Fósforo

Arsina AsH3 Hidruro de arsénico

Las fórmulas de estos compuestos presentan una excepción a las reglas de nomenclatura, ya

que generalmente la parte positiva de una fórmula se escribe primero y la negativa después,

mientras que en estos compuestos ocurre lo contrario.

N3- H1+ --------- NH3 Hidruros no metálicos de los grupos VIA y VIIA

Estos hidruros tienen características químicas en solución acuosa, ya que se ionizan liberando

iones H+ y su pH es ácido. Por ello, se les agrupa generalmente para su estudio, dentro de la

clasificación de los ácidos, como hidrácidos.

4.7 Sales

Son el resultado de la sustitución parcial o total de los H de un acido por un metal o ión

poliatómico positivo. Ejemplo:

Mg2+ H2 CO3 → MgCO3

Ión sustituyente Ácido oxisal

Las sales se obtienen por la reacción química de neutralización entre compuestos ácidos y

básicos. Ejemplos:

HCl + NaOH → NaCl + H20

Ácido Base Sal Agua

SO3 + MgO → MgSO4

Óxido no metálico Óxido metálico oxisal

u óxido básico u óxido básico

73

De acuerdo al número de elementos que las forman y de los ácidos de que provienen,

generalmente se clasifican en:

Haloideas o binarias formadas por dos elementos y provienen de los hidrácidos.

Oxisales o ternarias formadas por tres elementos y provienen de los oxiácidos.

Sales binarias

Están constituidas por dos elementos, generalmente por un metal y un no metal, donde el no

metal trabaja con su número de oxidación negativo. Para escribir la fórmula de una sal

binaria, primero se anota el símbolo del metal que tiene número de oxidación positivo y luego

el no metal que trabajara con su único número de oxidación negativo; estos números se

cruzan como subíndices para que la fórmula sea electrostáticamente neutras. Ejemplo:

Fe2+ Br1- --------- FeBr2 Para nombrar estas sales, se inicia con el nombre del no metal, al que se le agrega la

terminación uro, y después el nombre del metal; si el metal presenta dos números de

oxidación, en el sistema de Ginebra se utilizan las terminaciones –ico y –oso para el mayor y

menor valor del número de oxidación respectivamente; en el sistema de la IUPAC esos

valores se indican con números romanos. Si el metal solo tiene un número de oxidación, el

nombre de la sal es el mismo en ambos sistemas. Al metal se le aplican las mismas reglas que

a los óxidos metálicos, hidróxidos e hidruros metálicos. Ejemplos:

Ginebra IUPAC

Cloruro férrico FeCl3 Cloruro de Fierro III

Sulfuro de sodio Na2S Sulfuro de Sodio

Para escribir la fórmula a partir de su nombre, podemos proceder de la siguiente manera:

Escribir la fórmula de Sulfuro Cúprico.

1. Identificamos, en el nombre de la sal, el metal y el no metal presentes: Sulfuro

Cúprico. Recuerda que siempre se escribe primero el elemento o grupo positivo.

CuS

2. Con la terminación –ico del nombre del metal, identificamos en la tabla periódica el

número de oxidación positivo con que trabaja. El no metal lo hará con el único

negativo que tenga. En seguida se procede como en todos los compuestos ya vistos.

Cu2+ S2- ------- Cu2S2 -------- CuS

74

Existen otras sales binarias (Sales no metálicas) en las que el lugar del metal es ocupado por

otro no metal que trabaja con sus números de oxidación positivos; en estas el no metal que se

escribe primero será aquel que en la siguiente serie se encuentre primero y en el nombre se

menciona a lo último.

Si, B, P, C, S, I, Br, N, Cl, F En esta serie, el no metal que trabaja con numero de oxidación negativo se nombra primero

con terminación –uro, y para indicar los átomos de cada elemento que forman la molécula se

emplean los prefijos griegos de la tabla 2.

Hexafloruro de Azufre SF6

Tricloruro de Fósforo PCl3

Tetracloruro de Carbono CCl4

Oxisales Para escribir la fórmula de un oxisal, primero se escribe la parte positiva en este caso el metal

o ión poliatómico positivo; luego, el radical (anión). Se cruzan los números de oxidación o

cargas para que la fórmula sea neutra, quedando como subíndices; si el subíndice del radical

es mayor a 1, el radical se escribe entre paréntesis y el subíndice fuera.

Para dar nombre a una oxisal, se escribe primero el nombre del radical, seguido de la

preposición de y el nombre del metal, si es que solo tiene un número de oxidación; si tiene

más, se aplican las mismas reglas que se dieron para los metales en los óxidos metálicos,

hidróxidos, hidruros, etc.

Fórmula de la

oxisal

Ión metálico Radical Nombre de la oxisal

MgSO4 Mg2+ SO42- Sulfato de

magnesio

Ca3(PO4)2 Ca2+ PO43- Fosfato de calcio

CrSO4 Cr2+ SO42- Sulfato cromoso o

de Cromo II

75

Sales ácidas

Cuando la sustitución de los hidrógenos de un oxiácido es parcial, se forman radicales ácidos

que, al combinarse con metales o iones poliatómicos positivos, generan sales ácidas.

Na ------ H CO3 → NaHCO3

H

Metal Sustitución de 1 H Sal ácida

Se llaman sales ácidas, porque en su fórmula aún existen átomos de H que pueden ser

sustituibles, es decir, para que un oxiácido pueda formar sales ácidas debe de tener más de un

H en su fórmula.

Existe más de una nomenclatura para estas sales, pero la más usual es la que utiliza la palabra

ácido después del nombre del radical seguido por el nombre del metal, y si este presenta dos o

más estados de oxidación se emplean las reglas ya vistas.

Escribir el nombre de la siguiente sal ácida KH2PO4

1. Se identifica el radical en la fórmula K2HPO4 y, encontramos su nombre en las tablas

de radicales, que en este caso, es H2PO4- fosfato diácido.

2. Determinamos el número de oxidación del metal, que en este caso es K y al estar

ubicado en el grupo IA solo tiene un número de oxidación, que es +1.

Por lo tanto, el nombre de la sal es Fosfato diácido de Potasio.

Sales mixtas

Además de las sales neutras y ácidas, existen otras que por su variada composición reciben el

nombre de sales mixtas; para entender su compleja estructura y propiedades requerimos

conocimientos de química inorgánica avanzada, por lo cual sólo mencionaremos algunos

ejemplos:

Sales básicas o alcalinas

Se caracterizan por llevar en su composición, además del ión electropositivo (catión) y

electronegativo (anión), al grupo hidroxilo. Ejemplos de este tipo de sales son las siguientes:

Mg(OH)NO3 Nitrato básico de magnesio o nitrato de hidromagnesio

Ba(OH)Cl Cloruro básico de bario o cloruro de hidroxibario

[Ca(OH)]2 SO4 Sulfato básico de calcio o sulfato bi-hidroxicalcio

76

Sales hidratadas

Son sales neutras que para su formación requieren de moléculas de agua, que influyen en la

textura y en algunas propiedades físicas del compuesto. Ejemplos:

FeSO4.7H2O Sulfato ferroso heptahidratado

CuSO4. 5H2O Sulfato cúprico pentahidratado

MgSO4.4H2O Sulfato de magnesio tetrahidratado

4.8 Ácidos

- Los ácidos son compuestos que se caracterizan por tener un sabor agrio (parecido al

del limón)

- Tienen un valor de pH menor de 7

- Cambian el papel tornasol de color azul a rojo

- En solución acuosa liberan iones o protones de H

Dependiendo de si un ácido contiene o no Oxígeno, estos se clasifican en oxiácidos e

hidrácidos.

Oxiácidos

Son compuestos formados por H, un no metal y O, conocidos también como ácidos

ternarios o ácidos oxigenados.

En estos compuestos, el H y el O funcionan con números de oxidación de +1 y -2

respectivamente.

Se obtienen como producto de la reacción química de un óxido ácido o anhídrido mas agua:

SO2 + H2O → H2SO3

Óxido ácido o anhídrido Agua Oxiácido

La fórmula del oxiácido se escribe representando primero el símbolo del H, después el del no

metal y finalmente el del O, con sus respectivos subíndices que indican la cantidad de átomos

de cada elemento presentes en la fórmula del ácido.

Para obtener la composición de la fórmula de un oxiácido hay que tener presente que el

nombre del ácido lo determina el anhídrido del que proviene:

Ácido sulfúrico proviene del anhídrido sulfúrico

Ácido nitroso proviene del anhídrido nitroso, etc.

77

Se nombran anteponiendo la palabra ácido seguida del anión, tomando en cuenta:

1. Si el anión termina en –ato cambia a –ico

2. Si el anión termina en –ito cambia a -oso

H2SO3 Ácido sulfuroso

H2SO4 Ácido sulfúrico

HNO3 Ácido nítrico

Método directo para obtener la fórmula del oxiácido

1. Se escriben lo símbolos de los elementos que forman el oxiácido

2. Se determina el número de H en la fórmula de acuerdo a la ubicación del no metal en

la tabla periódica empleando la tabla siguiente:

Tabla no. 12

Ubicación en la tabla

Periódica del no metal

No. de H que lleva la

fórmula del oxiácido

Ejemplo

Grupo impar 1 HNO3

Grupo par 2 H2SO3

Si el no metal es: P, B, o As 3 H3PO4

Cuando el no metal del anhídrido es boro, fósforo o arsénico, en la ecuación química hay que

agregar tres moléculas de agua. Ejemplo:

B2O3 + 3H2O → H6B2O6 → H3BO3

Anhídrido bórico Agua Reduciendo Ácido bórico

3. Se determina el número de oxidación del no metal (empleando la tabla 1)

4. Se encuentra el número de átomos de O presentes en la fórmula.

Ejemplo, escribir la fórmula del ácido fosforoso

1. Ordenando los elementos presentes H, P, O

2. Número de H que lleva el oxiácido según la tabla H3PO

3. Número de oxidación del fósforo de acuerdo a la terminación –oso y según la tabla 1.

H3P3+O

4. Número de átomos presente de O.

H1+3P3+ O2-x 3(+1)+3+(-2x)=0 x=3

Por lo tanto la fórmula del ácido fosforoso es: H3PO3

78

Hidrácidos

Este tipo de compuestos resultan de la combinación del H con los no metales de los grupos

VIA y VIIA de la tabla periódica:

H2 + Cl2 → 2HCl

Hidrógeno No metal Hidrácido

El H trabaja con su número de oxidación positivo y los no metales con el negativo. Ejemplo:

H1+ Cl1- → HCl

Para nombrarlos en el sistema de Ginebra, se escribe primero la palabra ácido, después el

nombre del no metal con el sufijo –hídrico. Ejemplo:

HCl Acido clorhídrico

H2S Acido sulfhídrico

En el sistema de la IUPAC se nombran escribiendo el nombre del no metal con la terminación

–uro, seguido de la preposición de y el nombre hidrógeno. Ejemplo:

HCl Cloruro de H

H2S Sulfuro de H

Es importante aclarar que estos compuestos en estado puro se nombran así, ya que son

compuestos moleculares. Cuando se disuelven en agua se ionizan, generando cationes H+ y el

respectivo anión del no metal, adquiriendo propiedades ácidas, por lo que, generalmente se les

denomina como hidrácidos no importando o no si están disueltos en agua.

4.9 Reacciones químicas

Ecuación química. Una ecuación química, al igual que una ecuación matemática consta de 2

miembros, y como en una ecuación matemática, una ecuación química es una igualdad

REACTIVOS = PRODUCTOS .La cantidad y naturaleza de los átomos que tengo por el

lado de los reactivos, debe ser igual a la cantidad y naturaleza de los átomos del lado de los

productos; aunque en el lado de los reactivos y productos, se hallen formando compuestos con

propiedades totalmente diferentes.

Para determinar cuáles serán los productos en una reacción química, a menudo es de mucha

ayuda pensar en términos de tipos de reacción. Pero es solamente el comienzo, puesto que es

también necesario el conocimiento de las propiedades químicas de la sustancia considerada en

particular.

79

Al escribir ecuaciones químicas, primero se debe determinar cuáles serán los productos, luego

debe escribirse la fórmula correcta, para todos los reactivos y los productos y finalmente

balancear la ecuación; además debe indicarse el estado físico de cada sustancia. Para escribir

ecuaciones se utilizan varios símbolos y términos. Los reactivos siempre se escriben hacia la

izquierda y los productos a la derecha, separados por una flecha sencilla (→).

Para saber cuales serán los productos en una reacción, debemos considerar cinco tipos de

reacciones y estudiar algunos casos generales.

1. Reacciones de combinación o síntesis

2. Reacciones de descomposición o análisis

3. Reacciones de reemplazo o simple desplazamiento

4. Reacciones de metátesis o doble desplazamiento

5. Reacciones de neutralización (incluidos en el tipo 1 y 4 pero, son tan importantes

que deben tenerse en cuenta como un grupo especial)

Cuando se escriben ecuaciones deben asegurarse los siguientes pasos:

1. Escribir la fórmula correcta para los reactivos

2. Clasificar el tipo de reacción y sus productos

3. Escribir la fórmula correcta para los productos

4. Ajustar o balancear la ecuación.

Reacciones de combinación o síntesis

Cuando se forma un compuesto dado a partir de dos o más sustancias.

Este tipo de ecuación se caracteriza por tener dos reactivos y un solo producto.

A+B → AB

a) Metal + Oxígeno → Óxido metálico

Al + O2 → Al2O3

b) No metal + Oxígeno → Óxido no metálico o anhídrido

C + O2 → CO2, CO

c) Óxido metálico + H2O → Hidróxido

K2O + H2O → KOH

Al2O3 + H2O → Al(OH)3

80

d) Anhídrido + H2O → Oxiácido

SO2 + H2O → H2SO3

CO3 + H2O → H2CO3

e) Metal + No metal → Sal

AL + I2 → NaH

Mg + F2 → MgF2

f) Metal + H2 → Hidruro metálico

Na + H2 → NaH

Ca + H2 → CaH2

g) No metal + H2 → Hidrácido

F2 + H2 → HF

S + H2 → H2S

h) No metal + H2 → Hidruro no metálico

N2 + H2 → NH3

i) Óxido metálico + óxido no metálico → Oxisal

CaO + CO2 → CaCO3

Reacciones de descomposición o análisis

Aquella reacción en la cual una especie química se descompone en otras más sencillas o en

los elementos que la componen. Esto se logra mediante calentamiento o aplicando una

corriente eléctrica.

AB → A + B

H2O → H2 + O2

KClO3 → KCl + O2

Reacciones de reemplazo o simple desplazamiento

Donde los reactivos son un compuesto y un elemento, este elemento desplaza a otro elemento

contenido en el compuesto. En el caso de que el elemento sea un catión, desplaza al catión del

compuesto y si es anión desplaza al anión del compuesto.

A+ + B+C- → A+C- + B+

A- + B+C- → B+A- + C-

81

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Cl2 + HBr → HCl + Br2

Reacciones de metátesis o doble desplazamiento

Los reactivos son dos compuestos y los productos otros dos compuestos diferentes a los que

marcaron la reacción al inicio. En este tipo de reacción hay doble intercambio.

A+B- + C+D- → A+D- + C+B-

NaOH + HCl → NaCl + H2O

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

BaCl2 + NaSO4 → BaSO4 + Cl2

Reacciones de neutralización

Cuando en una reacción de neutralización un ácido o un óxido ácido (óxido de un no metal)

reaccionan con una base u óxido básico (óxido de un metal). En la reacción se forma una sal y

en la mayoría de los casos se forma agua. El único caso en el cual no se forma agua es en la

combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal, para el resto de las

reacciones de neutralización, la formación de agua es uno de los principales resultados.

Las reacciones de combinación entre un óxido de un metal y un óxido de no metal pueden

considerarse también como reacciones de neutralización. La razón para esto es que el óxido

del metal es un anhídrido básico y el óxido de no metal es un anhídrido ácido.

Ácido + Base → Agua + Sal

HCl(ac) + NaOH(ac) → H2O(l) + NaCl(ac)

82

Ejercicio de nomenclatura 1.- Determina el número de oxidación con que trabajan los metales en los siguientes óxidos

y escribe el nombre correcto de acuerdo al sistema IUPAC y Ginebra.

PbO Hg2O

Rb2O SnO

Al2O3 WO3

MnO3 HgO

ZnO Au2O3

2.- Escribe la fórmula de los siguientes óxidos.

Óxido de sodio Óxido aúrico

Óxido titánico Óxido férrico

Óxido de cromo III Óxido de platino IV

Óxido wolframioso Óxido cuproso

Óxido ferroso Óxido de cadmio

Óxido cobáltico Óxido mangánico

3.- Escribe el nombre del hidróxido que representa cada fórmula (sistema Ginebra y

IUPAC).

4.- Escribe la formula de los siguientes hidróxidos.

Hidróxido de hierro II Hidróxido de manganeso VI

Hidróxido de berilio Hidróxido niqueloso

Hidróxido de platino II Hidróxido mangánico

Hidróxido de bario Hidróxido de radio

Hidróxido cromoso Hidróxido de magnesio

Ca(OH)2 Al(OH)3

Pb(OH)2 Ni(OH)3

CuOH Cd(OH)2

KOH Pt(OH)4

Fe(OH)3 Co(OH)3

83

6.- Escribe el nombre de los siguientes hidruros no metálicos ( IUPAC y trivial)

BH3 CH4 SiH4 NH3 PH3 AsH3

7.- Escribe los nombres , según el sistema de Ginebra, IUPAC y prefijos griegos, que corresponden a las fórmulas de los siguientes anhídridos.

B2O3 SeO3

Br2O7 N2O3

SO2 P2O3

Cl2O I2O7

CO2 Br2O5

8.- Escribe la formula que corresponda al nombre de cada anhídrido.

Anhídrido fosforoso Anhídrido yódico

Anhídrido sulfúrico Anhídrido de astato III

Monóxido de carbono Anhídrido selénico

Anhídrido de cloro I Anhídrido hiposulfuroso

Monóxido de dibromo Dióxido de silicio

9.- Completa las siguientes reacciones químicas y escribe el nombre de la sal binaria que se obtiene.

________ + LIOH LiCl + H2O

H2S + _______ SrS + H2O

HI + KOH ________ + H2O

H2Te + _______ BaTe + H2O

_______ + NaOH NaBr + H2O

10.- Escribe las fórmulas de las siguientes sales binarias.

Bromuro cobaltoso Bromuro de manganeso II

Pentafluoruro de yodo Disulfuro de carbono

Sulfuro de zinc Pentacloruro de fósforo

Yoduro estánico Selenuro de cromo VI

Cloruro de bario Cloruro mercuroso

84

11.- Escribe el nombre de las siguientes oxisales.

Al2(SO4)3 Pd(ClO)2

Sc(NO3)3 CuSO4

Mn2(CO3)7 AgNO3

Fe(IO4)3 K2Cr2O7

CoPO4 Cr2(SO4)3

12.- Escribe la fórmula de las siguientes oxisales.

Borato titánico Fosfito férrico

Hipoyodito de cromo III Permanganato de potasio

Carbonato de níquel II Clorato plumboso

Sulfito mercuroso Carbonato de zinc

Cromato de magnesio Fosfito de magnesio

13.- Escribe el nombre de las siguientes sales ácidas.

Ba(H2PO4)2 Hg(HCO3)2

Ni(HSO3)2 ZnHBO3

Mg(HCO3)2 NaH2PO3

Ca(HSO4)2 Al2(HAsO4)3

14.- Escribe el nombre para cada fórmula.

NaOH CsClO4

FeSO4 Na2CO3

NH4CaH3O2 NaHCO3

Na2SO4 BaSO4

KH2PO4 Zn3(PO4)2

Fe(NO3)3 FeCO3

Mn(OH)2 AgCN

Na2SO3 Na3PO4

Ca(OH)2 KC2H3O2

Na3PO4 (NH4)2Cr2O7

KmnO4 (NH4)2CrO4

(NH4)2Cr2O7 LiH2PO4

Co(ClO4)2 Cu(CN)2

KClO3 Pb(NO3)2

Cu(NO2)2 NaClO2

85

15.- Escribe la fórmula para cada compuesto.

Hidróxido de potasio Hidróxido de cobalto III

Nitrato de cobalto III Dicromato de potasio

Perclorato de amonio Nitrito de amonio

Sulfato de amonio Hidróxido férrico

Peróxido de rubidio Bicarbonato de amonio

Bicarbonato de sodio Perbromato de potasio

Sulfato de cobre II Hidróxido de magnesio

Sulfato de bario Carbonato de cromo III

Hipoclorito de potasio Carbonato ácido de aluminio

Perclorato de plata Sulfito ácido férrico

16.- Escribe la fórmula y los nombres de los hidrácidos en los que participan los siguientes no metales.

Flúor Yodo Azufre Telurio Astatino Bromo Cloro Selenio

17.- Escribe el nombre de los siguientes oxiácidos.

HBrO3 H2CO3

HClO H3PO4

H2SO3 HIO

H3BO3 HNO3

HNO2 H2SO4

18.- Escribe la fórmula de los siguientes oxiácidos.

Ácido selenioso Ácido arsenioso

Ácido fosforoso Ácido clórico

Ácido peryódico Ácido perclórico

Ácido bórico Ácido hipobromoso

Ácido yódico Ácido brómico

86

Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos. 1. Hidróxido de níquel III 2. Óxido auroso 3. Peróxido de cesio 4. Hidruro de potasio 5. Trióxido de azufre 6. Ácido sulfuroso 7. Cloruro plúmbico 8. Óxido de sodio 9. Pentacloruro de fósforo 10. Ácido yódico 11. Amoníaco 12.Bicarbonato airoso 13.Sulfato de hierro III 14.Ácido fluorhídrico 15.Peróxido de estroncio 16.Óxido de aluminio 17.Hidróxido de plomo II 18.Bromuro de litio 19.Hipoclorito de cesio 20.Sulfato niqueloso

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

21. Clorato de sodio 22.Borano 23.Óxido niqueloso 24.Hidróxido de calcio 25.Peryodato de litio 26.Brumuro cúprico 27.Nitrato de bario 28.Cloruro de plata 29.Hipoclorito de aluminio 30.Ácido nítrico 31.Fosfato diácido de sodio 32.Hidruro de calcio 33.Carbonato de bario 34.Tetracloruro de carbono 35.Óxido ferroso 36.Hidróxido de amonio 37.Perbromato de aluminio 38.Carbonato ácido de hierro II 39.Anhídrido carbónico 40.Ácido carbónico

________________________________________________________________________________________________________________________________ ________________________________ ________________________________________________ ________________________________________________ ________________ ________________________________________________

Escribe el nombre de la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos. 1. K2CO3 2. BaO 3. SO3 4 Ca(OH)2 5. HI 6. H3PO4 7. AgCl 8. SrBr2 9. LiHCO3 10. Al2O3 11. KMnO4 12. HNO3 13. Na2O 14. MgH2 15. SO2 16. CuSO4 17. KClO3 18. BaH2 19. FeBr3 20. HgO

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

87

Escribe el nombre de la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos. 21. Cu2O 22. Fe2O3 23. PbSO4 24. NiCl3 25. CoCO3 26. Sn(OH)4 27. Au2O3 28. AsCl5 29. CrCl6 30. Bi2O3 31. I2O5 32. CO 33. CO2 34. Cr2O3 35. H2S 36. HCl 37. CdS 38. KOH 39. Cl2O5 40. SO2 41. H2SO3 42. Fe(OH)3 43. Na2O 44. KH 45. H3PO4

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Escribe la/las palabras que completen cada afirmación. 1.- No metal + oxígeno = 2.- Metal + hidrógeno = 3.- Acido + base = 4.- Metal + no metal = 5.- Hidrógeno + no metal (grupo III, IV, V A) = 6.- Hidrógeno + no metal (grupo VI, VII A) = 7.- Metal + oxigeno = 8. Óxido metálico + agua = 9. Óxido no metálico + agua = 10. En los ácidos la terminación –ato se cambia por __________ 11.- En los hidrácidos el hidrógeno tiene carga ____________ 12. Los aniones simples tienen la terminación __________ 13.- Tipo de reacción en la que dos especies químicas se unen para formar un solo producto

88

UNIDAD V

ESTEQUIOMETRIA

Objetivo Educacional: Resolverá problemas que impliquen relaciones numéricas vinculadas a la composición de la

materia y sus transformaciones.

89

5.1 ESTEQUIOMETRÍA. El termino estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las

sustancias que participan en las reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una

sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada

se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y productos. Estas cantidades pueden

darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros). Los cálculos de esta naturaleza ocupan la

parte central de la química, y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante

la producción de todas las sustancias químicas que utiliza la industria o se venden a los

consumidores. Por ejemplo se puede hacer uso de cálculos estequiométricos para calcular que

cantidad de oxígeno se requiere para quemar una cantidad específica de alcohol etílico.

5.2 LEYES PONDERALES.

Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa.

En una reacción química, la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

En toda reacción química, las cantidades en peso de los reaccionantes son iguales a las de los

resultantes.

A + B C + D Peso A + peso B = peso C + peso D

Peso de reactivos = peso de los productos

Ley de las proporciones definidas o ley de la composición constante.

Se atribuye al químico francés Joseph Proust, la cual establece que, un compuesto químico

determinado contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones en masa, sin

importar cuál sea su origen, método de obtención o de preparación. La proporción en masa

que guardan los elementos en un compuesto, se puede expresar en partes, gramos o en

porcentajes.

Ley de las proporciones múltiples o de Dalton.

Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno

de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de éste son múltiplos enteros de la

menor de ellas.

90

5.3 UNIDADES QUÍMICAS Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.

Peso atómico. Se define como la masa relativa promedio de los isótopos de un elemento, con

base en su abundancia y referida a la masa del átomo de carbono-12.

A partir de 1961, el elemento utilizado como patrón es el carbono-12, que tiene 6 protones y 6

neutrones y presenta un valor exactamente de 12 unidades de masa atómica (uma). Una

unidad de masa atómica se define como una masa igual a 1/12 de la masa del átomo de

carbono-12. Un átomo de carbono-12 tiene una masa de 1.992 x 10-23 g.

1 uma = masa de un átomo de carbono-12 1 uma= 1.992 x 10-23 g = 1.660 x 10-24 g 12 12 uma Como estas cantidades son tan pequeñas y el gramo es la unidad de masa más utilizada, se

acordó expresar los pesos atómicos en gramos. Entonces, el peso atómico del carbono

expresado en gramos es de 12 g.

Peso átomo-gramo. Se define como la masa de un elemento expresada en gramos y es igual a

su peso atómico.

Peso formular y peso molecular. Las sustancias pueden presentarse como moléculas o como

iones. Todas las sustancias, tanto moleculares como iónicas, se representan por fórmulas y en

ambos casos una fórmula indica el número relativo de átomos de cada elemento presente en

una unidad fórmula de la sustancia.

Partiendo del conocimiento de los pesos atómicos de los elementos que constituyen la unidad

fórmula, se puede calcular el peso fórmula (P.F.) o peso molecular (P.M.) de la sustancia. El

término peso fórmula es más general, puesto que es utilizado lo mismo para sustancias iónicas

que para moleculares, mientras que el peso molecular se refiere al peso de sustancias

moleculares. Sin embargo, es muy común el uso del término peso molecular para ambos tipos

de compuestos.

El peso formular de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su

fórmula química. Si la fórmula química de una sustancia es su fórmula molecular, entonces el

peso formular se llama peso molecular.

91

Ejemplo.

Calcule el peso molecular de sacarosa, C12H22O11 (azúcar de mesa).

12 átomos de C = 12(12.0 uma) = 144.0 uma 22 átomos de H = 22( 1.0 uma) = 22.0 uma 11 átomos de O = 11(16.0 uma) = 176.0 uma 342.0 uma Calcule el peso molecular del nitrato de calcio, Ca(NO3)2 Ca = 40 x 1 = 40 N = 14 x 2 = 28 O = 16 x 6 = 96 164 uma Mol y número de Avogadro. En el sistema SI el mol es la cantidad de una sustancia que

contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay

exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12. El número real de átomos en 12 g de

carbono-12 se determina experimentalmente. El valor aceptado en la actualidad es:

1 mol= 6.022045 x 1023 partículas

Este número se denomina número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo

Avogadro.

Ejemplos.

1.- 1 mol de átomos de oxígeno contiene 6.022 x 1023 átomos de oxígeno

2.- 1 mol de molécula de agua contiene 6.022 x 1023 moléculas de agua

3.- 1 mol de dióxido de carbono (CO2) contiene 6.022 x 1023 moléculas del mismo y pesa 44

gramos.

4.- El azufre es un elemento no metálico. Su presencia en el carbón produce el fenómeno de la

lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S?

16.3 g S x 1 mol de S x 6.022 x 1023 átomos de S = 3.06 x 1023 átomos de S 32.07 g S 1 mol S 5. Una muestra de NaCl pesa 500gr. Calcule el número de moles presentes en la muestra.

500gr de NaCl x 1mol de NaCl = 8.548moles de NaCl 58.5gr de NaCl

92

6. ¿Cuántos moles de átomos de cloro hay en una muestra de 15.432 x 1022 átomos de Cl? 15.432 x 1022 átomos de Cl x 1 mol de Cl = 0.256 moles 6.022 x 1023átomos de Cl 7. Calcule el número de moléculas que hay en 25gr de H2O. gramos de H2O Número moles de H2O Número de moléculas H2O 25gr H2O x 1mol de H2O x 6.022 x 1023 moléculas de H2O = 8.36 x 1023 moléculas de H2O 18gr de H2O 1 mol de H2O Volumen molecular gramo. Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en las

condiciones normales de temperatura y presión (0 ºC y 1 atmósfera), es igual a 22.4 litros.

Ejemplos.

1.- Un mol de amoníaco (NH3) contiene 6.022 x 1023 moléculas del mismo, pesa 17 g y ocupa

un volumen de 22.4 lt a TPN*.

*TPN. Temperatura (0ºC) y presión (1 atm), en condiciones normales.

2.- ¿Qué volumen ocupan 50 g de amoníaco a TPN?

50 g NH3 x 1 mol NH3 x 22.4 lt = 65.88 lt 17 g NH3 1 mol NH3

5.4 BALANCEO DE ECUACIONES QUÌMICAS.

5.4.1 Método de tanteo. Es un método para balancear ecuaciones sencillas. Consiste en

realizar un conteo de los átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación, e ir

poniendo coeficientes a las fórmulas, si son necesarios, para que se igualen las cantidades de

átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.

Ejemplo.

Cuando el aluminio metálico se expone al aire, se forma en su superficie una capa protectora

de óxido de aluminio. Esta capa evita que siga reaccionando el aluminio con el oxígeno y es

la razón por la cual no sufren corrosión los envases de aluminio que se utilizan en las bebidas.

93

Escríbase una ecuación balanceada para la formación de Al2O3.

La ecuación sin balancear es:

Al + O2 → Al2O3

Ecuación balanceada:

4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3

5.4.2 Método óxido reducción. El concepto óxido – reducción se emplea para señalar la

pérdida o ganancia de electrones en los elementos que forman los compuestos participantes en

una reacción química. Este mecanismo de oxidación-reducción es simultáneo ya que cuando

un átomo pierde electrones otro los gana; en una reacción química no puede existir una

sustancia que se oxide al perder electrones sin que haya otra que se reduzca al aceptarlos.

La sustancia que se oxida pierde electrones y ocasiona que otra los acepte y se reduzca, por

ello se le denomina agente reductor. De igual modo, la sustancia que se reduce gana

electrones y ocasiona que otra los pierda o los ceda y se oxide, por lo que se le conoce como

agente oxidante.

a) Oxidación. Cualquier átomo o ión que en una reacción química aumente su número

de oxidación por la pérdida de electrones.

b) Reducción. Implica una disminución en el número de oxidación de un átomo o ión

por la ganancia de electrones.

.

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Pérdida de electrones

oxidación

Aumento en el # de oxidación

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Pérdida de electrones

Disminución en el # de oxidación

Reducción

94

Pasos para el balanceo de ecuaciones por el método de óxido-reducción.

1. Escribir correctamente la ecuación de la reacción.

2. Asignar los números de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en la

reacción.

3. Escribir dos semi-ecuaciones, una para el elemento que se oxida y otra para el que se

reduce, balanceando cada una en cuanto al número de átomos, e indicando su número

total de electrones ganados o perdidos.

4. Balancear las cargas en las semi-ecuaciones, multiplicando cada una por el número de

electrones ganados o perdidos en la otra semi-ecuación. Los coeficientes encontrados

se colocan en las fórmulas que correspondan en la ecuación original.

5. Finalmente se termina el balanceo de la ecuación por el método de tanteo si es

necesario.

Ejemplo.

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2

HNO3 + Fe Fe(NO3)2 + NO + H2O

N+5 N+2 gana 3 electrones (Se reduce)

Fe0 Fe+2 pierde 2 electrones (Se oxida)

2HNO3 + 3 Fe → 3 Fe(NO3)2 + 2 NO + H2O

Se finaliza por tanteo:

8HNO3 + 3Fe → 3Fe(NO3)2 + 2NO + 4H2O

95

5.4.3 Método Algebraico. Este método es un proceso matemático que consistente en asignar

literales a cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las

ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. El símbolo produce (→ ) equivale al signo

igual a (=).

Ejemplo.

C + H2SO4 → SO2 + CO2 + H2O

1.- Asignamos una letra a cada especie química:

a b c d e

C + H

2SO4 → SO2 + CO2 + H2O

2.- contabilizamos los átomos de cada elemento químico y establecemos una ecuación para

cada uno:

C a = d ( 1 )

H 2b = 2e ( 2 )

S b = c ( 3 )

O 4b = 2c + 2d + e ( 4 )

3.- a la letra que aparece en más ocasiones (en este caso la letra “b”) le asignamos el valor de

1(el que desee) y comenzamos a resolver.

a = d ( 1 )

2 = 2e ( 2 )

1 = c ( 3 )

4 = 2c + 2d + e ( 4 )

La ecuación (3) ya está resuelta y nos da el valor de 1 para la letra c. La ecuación 2 se

resuelve despejando y obtenemos el valor de 1, también para la letra e. Con estos valores,

podemos resolver la ecuación 4:

4 = 2 + 2d + 1

4 = 3 + 2d

4 - 3 = 2d

1 = 2d

d = ½

y como la ecuación (1) nos dice que a = d, entonces a = ½.

96

Ahora bien, como no existen coeficientes fraccionarios, debemos multiplicar todos y cada uno

de los encontrados por dos, para volverlos enteros.

a = ½ x 2 = 1

b = 1 x 2 = 2

c = 1 x 2 = 2

d = ½ x 2 = 1

e = 1 x 2 = 2

Asignamos los coeficientes y revisamos si la ecuación cumple con la ley de la conservación

de la masa, es decir, si existe igual número de átomos de cada especie tanto en reactivos como

en productos:

C + 2H2SO4 → 2SO2 + CO2 + 2H2O

5.5 RELACIONES CUANTITATIVAS EN LAS REACCIONES

QUÍMICAS.

Como se ha visto con anterioridad, una ecuación química completa y balanceada, proporciona

información cualitativa (cuáles) y cuantitativa (cuánto) acerca de las sustancias que participan

en ella; esto es importante para poder realizar ciertos cálculos que nos permitan conocer, por

ejemplo: qué cantidad de producto podremos obtener a partir de cierta cantidad conocida de

reactivos, o viceversa.

Ejemplos.

1. Compruebe la Ley de Lavoisier para la siguiente ecuación química.

Fe2(SO4)3 + 3BaCl2 → 3BaSO4 + 2FeCl3

399.88 g + 3(208.24) g → 3(233.40) g + 2(162.20) g

1024.60 g → 1024.60 g

2. Calcule lo que se le pide con respecto a la ecuación anterior.

a) ¿Qué peso de BaCl2 se requiere para hacerlo reaccionar con 10g. de Fe(SO4)3?

Dónde: PM= Peso molecular x = 10 g. Fe2(SO4)3 x PMBaCl2 = 10g. x 624.72 g. = 15.62 g de BaCl2

97

PMFez(SO4)3 399.88 g

b) ¿Qué peso de Fe (SO4) se requiere para producir 100g. de BaSO4?

4

2 3

x =100g BaSO x PM Fe (SO4) =2 3 100 g. x 399.88 g.= 57.11 g de Fe2(SO4)3

PM BaSO4 700.2 g.

les de NaOH que son necesarios par producir 7.5 moles de Na2

SO a partir de la reacción.

2 NaOH + 2H SO → Na SO + 2H O

3.- Calcular el número de mo

4

2 4 2 4 2

7.5 moles Na2SO4 x 2 moles NaOH = 15 moles de NaOH

rtir de

cido clorhídrico este último se hace reaccionar con un exceso de óxido de

magnesio

l a moles de MgCl2 (utilizando la ec. balanceada)

y conversión de moles de MgCl a gramos.

La ecuación balanceada MgO + 2 HCl → H O + MgCl

2

1 mol Na2SO4

4.- Calcular el número de gramos de cloruro de magnesio que puede ser obtenidos a pa

8.50 gr.de á

Este problema incluye todas las etapas escritura de la ec. balanceada, conversión de gramos

de HCl a moles, conversión de moles de HC

2

2 2

8.50 gr HCl = ? gr MgCl 8.50 gr HCL X 1 mol HCL = 0.2328 Moles HCl 36.5gr HCl .2328moles de HCl X 1 mol MgCl0 2 = 0.1164 moles de MgCl2

2

2 moles HCl 0.1164 moles de MgCl X 95.3 gr MgCl = 11.1 gr MgCl2 2 1 mol MgCl2

5.5.2 Reactivo limitante. En general, cuando se lleva de a cabo una reacción química, uno de

los reactivos se usa en exceso con respecto a la cantidad necesaria. El reactivo que no está

presente en exceso es el que determina que tanto producto puede obtenerse y por tanto se le

denomina reactivo limitante. Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los

reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo que se ha consumido

98

por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues

5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1

5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con

activo limitante.

te es, calcular la

antidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en

ceso. Al resto de reactivos, presentes en mayor cantidad que la necesaria para

e cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los

activos, o al menos el reactivo limitante. La cantidad real obtenida del producto, dividida

máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la

ico.

llama simplemente rendimiento o

limita la cantidad de producto formado.

Ejemplo: 2 H2 + O2 2 H2O

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de

oxígeno? Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2, pero solo tenemos 10

moléculas de H2 y 10 moléculas de O2. La proporción requerida es de 2:1 y la proporción

que tenemos es de 1:1, es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante el H2.

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. Si ahora ponemos 15

moles de H2 con

mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para

reaccionar con todo el H2 es 7,

todo el O2 es 10. Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno.

El O2 es el re

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitan

c

la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Reactivo en ex

reaccionar con la cantidad del reactivo limitante, se les denomina reactivos en exceso.

Rendimiento

S

re

por la cantidad teórica

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que

reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teór

A la cantidad de producto realmente formado se le

rendimiento de la reacción.

99

Rendimiento de la reacción ≤ rendimiento teórico

% de rendimiento = Rendimiento de la reacción x 100 Rendimiento teórico

Ejemplos.

1.- E

construcción de nav

950°C a

+ 2MgCl2(l)

cúlese el rendimiento teórico de Ti en kilogramos

103 kg de Ti

pectivamente.

l titanio es un metal vigoroso, ligero y resistente a la corrosión, que se usa en la

es espaciales, aviones y motores para estos.

Se prepara por reducción del cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido de

1150°C. TiCl4(g) + 2Mg(l) → Ti(s)

En determinada operación 3.54 x 104 kg de TiCl4 reaccionan con 1.13 kg de Mg

a) Cal

b) Calcúlese el rendimiento porcentual, si en realidad se obtiene 7.91 x

Solución:

Las masas molares de TiCl4 y Mg son 189.7 g y 24.31 g. res

Moles de TiCl4 = 3.54 x 107 gr de TiCl4 x 1 mol de TiCl4 = 1.87 x 105 mol de TiCl4

iCl4 189.7 g de T

Moles de Mg = 1.13 x 107 gr de Mg x 1 mol de Mg = 4.65 x 105 mol de Mg

24.31 g de Mg

Como hay 4.65 x 105 moles de Mg presentes mas que lo necesario para reaccionar con la

e,

masa de Ti formada.

.54 x 104 kg de TiCl4 x 1 mol de TiCl

cantidad de TiCl4 que se tiene, el Mg debe ser el reactivo excedente y el TiCl4 el limitant

como 1 mol de TiCl4 = 1 mol de Ti, la cantidad teórica de Ti formada es

3 x 1 mol de Ti 4 x 47.88 gr de Ti = 8.93 x 103 kg Ti

l4 1 mol de Ti

de rendimiento = rendimiento real

189.7 g de TiCl4 1 mol de TiC

b) Para encontrar el rendimiento porcentual se escribe

% x 100% = 7.91 x 103 kg x 100% = 86.6 %

100

Rendimiento teórico 8.93 x 103 kg

ndimiento? (Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).

2.- La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce

8.2gr de S ¿Cuáles el re

En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a

partir de 6.8 g de H2S.

(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

(8,2/9,6) x 100 = 85,4%

. Esto significa que una muestra tomada de una parte es igual a la de cualquier otra.

na solución puede ser gaseosa, líquida o sólida. La sustancia presente en mayor cantidad es

tra sustancia o sustancias reciben el nombre de solutos.

de

r lo tanto, se dice que es una solución sobresaturada.

as soluciones también se clasifican con base en las cantidades de soluto y solvente. Si existe

na cantidad relativamente grande de soluto, por unidad de volumen, la solución es

Se divide la cantidad de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.

5.6 SOLUCIONES

5.6.1 Solución, soluto y solvente.

Una solución es una mezcla homogénea, en la cual los componentes están uniformemente

dispersos

U

el solvente o disolvente y la o

El disolvente más común es el agua. Las soluciones acuosas son aquellas en que el disolvente

es agua.

5.6.2 Soluciones empíricas.

Una solución en la cual la sustancia disuelta está en equilibrio con la sustancia no disuelta es

una solución saturada; una solución que contiene menos de la cantidad de soluto

saturación a esa temperatura es una solución insaturada. Por lo general, en un solvente

pueden disolverse mayores cantidades de soluto a una temperatura mayor que la ambiental. Si

la solución se deja enfriar, se obtiene una solución inestable que contiene mayor cantidad de

soluto que la solución saturada, po

L

u

101

concentrada. Si sólo existe una cantidad relativamente pequeña de soluto, por unidad de

ciones valoradas.

En las soluciones valoradas la concentración se determina de manera cuantitativa; es decir,

qué cantidad específica de soluto y de solvente hay en la solución. Las soluciones técnicas o

valoradas se clasifican en: Composición porcentual (%), molares, formales, normales y

molales.

volumen, la solución es diluida.

5.6.3 Solu

Figura no. 15 Preparación de solución valorada (Molaridad)

en peso o masa porcentual).

xpresa la masa de soluto presente en una masa dada de solución.

asa porcentual= masa de soluto

5.6.3.1 Composición porcentual (%

E

M x 100%

masa de solución

s de solvente

e agua. Calcule

oluto= 1.00 g etanol

Masa de solución= gramos de soluto + gramo

Ejemplo.

1. Se prepara una solución mezclando 1.00 g de etanol, C2H5OH, con 100 g d

la masa porcentual de etanol en esta solución.

S

Solvente= 100 g agua

102

% en masa C2H5OH = 1.00 g C2H5OH x 100%

= 1.00 g

100 g H2O + 1.00 g C2H5OH

x 100% = 0.99%

om el núm o de moles en un litro de solución.

C2H5OH 101 g 5.6.3.2 Molaridad (M)

Se define c o er de soluto contenido

PM = peso molecular

M = moles soluto o M = masa lt solución PM

lt solución lo.

mola dad d or disolución de 73g. de HCl en

Ejemp

1. ¿Cuál será la ri e una solución que se preparó p

suficiente agua, para obtener 500 ml. de solución.

M = ?

w HCl = 73g. 73 g.

V solución = 500ml. = 0.5 lt. M= 36.45 g/mol. = 4 mol. = 4 M

.6.3.3 Normalidad (N)

= g de soluto

PM HCl = 36.45 g/mol. 0.5 lt. lt.

5

Se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución.

N P.eq-g ácido= PM (P.eq-g soluto)(lt solución) H+

P.eq-g base= PM

jemplo. ución que contiene 100 g de NaOH en 500 ml de solución.

N= ? NaOH = 100 g N = 100 g = 5 eq-g/lt = 5 N

V solución= 500 ml= 0.5 lt (40 g/eq-g)(0.5 lt)

.eq-g NaOH= 40 g =

OH- E1. Calcula la normalidad de una sol

W

P 40 g/eq-g 1

103

Ejercicios propuestos.

1. Balancee por el método de tanteo las siguientes ecuaciones.

2O + CO2

NH3 + O2 → NO + H2O

Ba(OH)2 + HCl → BaCl2 + H2O

+ H2O + Cl2

CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + H2O + NO

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KHSO4 + MnSO4 +

3.- Balancee por el método algebraico las siguientes ecuaciones.

H2SO4 + NaBr + NaBrO3 → Na2SO4 + H2O + Br2

AlCl3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + Cl2 +

3 → Cu(NO3)2 + NO + S + H2O

les presentes en la muestra.

Na2CO3 + H3PO4 → Na3PO4 + H

PCl5 + H2O → HCl + H3PO4

2. Balancee por el método de óxido-reducción las siguientes ecuaciones.

HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2

KMnO4 + KCl + H2SO4 → MnSO4 + KHSO4

HCl + KMnO4 → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

H2O

Al2(SO4)3

CuS + HNO

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO

Cr + H3PO4 → P2O3 + CrPO4 + H2O

Conversiones:

1.- Una muestra de NaCl pesa 500 g. Calcula el número de mo

2.- Si se tiene una muestra de 1.838 moles de CaSO4, ¿cuántos gramos pesará?

104

3.- ¿Cuántos moles de átomos de cloro hay en una muestra de 15.432 x 1022 átomos de Cl?

el número de moles en la muestra.

ta contiene 3.45 moles.

iones normales de temperatura y presión?

ón?

OH.

16- ¿Cuántos átomos de C hay en 0.350 moles de C6H12O6?

17- ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 4.20 g de NaHCO3?

18- Calcule el número de átomos de cobre en un centavo. Este centavo pesa 3 g y

1.- Compruebe la ley de Lavoisier, para la siguiente reacción química:

Fe2(SO4)3 + BaCl2 BaSO4 + FeCl3

mero de moles de Na2SO4 que se producen a partir de 6 moles de NaOH de acuerdo con la reacción:

NaOH + H2SO4 2SO4 + H2O

ucir 4.2 moles de nitrato ferroso.

HNO3 + Fe Fe(NO3)2 + NO + H2O

4.- Calcula el número de moléculas que hay en 25 g de H2O.

5.- Se tiene una muestra de FeSO4 de 1 kg; calcula

6.- Calcula el peso de una muestra de H2SO4, si sabemos que és

7.- ¿Cuántas moléculas existen en una muestra de 50 g de HCl?

8.- ¿Cuántos átomos de oro hay en 15 g del metal?

9.- Calcula el peso en gramos de 4.5 x 1023 átomos de carbono.

10- ¿Qué volumen ocupan 50 g de NH3 en condic

11- ¿Qué volumen ocupan 5 moles de cloro a TPN?

12- ¿Cuántas moléculas están contenidas en 40 lt de helio a 0°C y 1 atm de presi

13- ¿Qué volumen a TPN ocupan 180 g de HCl?

14- Calcule el número de moléculas contenidas en 10 g de Na

15- Calcule el número de moles y de gramos de 2.316 x 1023 moléculas de LiF.

consideraremos que es 100% cobre.

Ley de Lavoisier:

2.- Calcula el nú

Na

3.- Calcula el número de moles de ácido nítrico que se requieren para prod

105

4.- Si se hacen reaccionar 9.5 moles de carbonato de sodio con hidróxido de bario, ¿qué masa de hidróxido de sodio se obtendrá, de acuerdo con la siguiente reacción?

Na2CO3 + Ba(OH)2 NaOH + BaCO3

5.- Dada la ecuación:

O2

Calcula:

no que se producen por la descomposición térmica de 155 gramos de clorato de potasio.

a generar 6 moles de cloruro de potasio.

eCl3

.- ¿Cuántos kg de cloruro de barrio se obtienen a partir de 100 kg de ácido clorhídrico y

ento porcentual:

de

4 + FeCl3

r una

H2O

lleva a cabo esta reacción partiendo de 25.0 g de ciclohexano y que

g de ácido adípico en la reacción, ¿cuál es el rendimiento real de

6 2 ar

KClO3 KCl +

a) Los moles de oxíge

b) Los gramos de KClO3 que reaccionaron par

6.- ¿Qué peso de BaCl2 se requiere para hacerlo reaccionar con 10 g de Fe2(SO4)3, de acuerdo con la siguiente reacción?

Fe2(SO4)3 + BaCl2 BaSO4 + F

7suficiente hidróxido de bario, de acuerdo con la siguiente reacción?

HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + H2O

Reactivo limitante, reactivo en exceso y rendimi

1.- ¿Cuál es el peso máximo de FeCl3 que puede producirse a partir de una mezcla de 50 g

Fe2(SO4)3 y 100 g de BaCl2?

Fe2(SO4)3 + BaCl2 BaSO

2.- En una mezcla que contiene 100 g de hidrógeno y 100 g de oxígeno se hace salta

chispa para formar agua, siguiendo la reacción: H2 + O2

¿Cuánta agua se forma?

3.- El ácido adípico, H2C6H8O4, es una materia prima para la producción de nylon.

Comercialmente se fabrica por oxidación del ciclohexano, C6H12:

C6H12 + O2 H2C6H8O4 + H2O

a) Suponga que se

éste es el reactivo limitante, ¿cuál es el rendimiento teórico de ácido adípico?

b) Si se obtienen 33.5

ácido adípico?

4.- Un estudiante hace reaccionar benceno, C6H , con bromo, Br , con el objeto de prepar

bromobenceno, C6H5Br:

106

C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr

a) ¿Cuál es el rendimiento teórico de bromobenceno en esta reacción cuando 30.0 g de

romobenceno fue 56.7 g. ¿Cuál fue el porcentaje de

rendimiento?

(a) ¿cuánto reactivo en exceso permanece después que el limitante se ha

ución de cloruro de sodio (salmuera) hasta completar

disolviendo 60 g de azúcar en 100 g de agua, ¿qué porcentaje de

r una solución

e cloruro de magnesio que serán necesarios para preparar

50 ml de una solución acuosa al 12% (la densidad de la solución es 1.1 g/ml).

l número de gramos de hidróxido de sodio que deben agregarse a 1 litro de agua

olaridad de una solución que se preparó disolviendo en agua 49 g de ácido

n cuenta que la densidad del hidróxido de

equiere para preparar una solución 3 molar, si tenemos 5 ml

e ácido sulfúrico con una densidad de 1.83 g/ml.

.- Calcular la normalidad y molaridad de una solución que contiene 85 g de Ca(OH)2 en un

olumen de solución de 450 ml.

benceno reaccionan con 65.0 g de Br2?

b) Si el rendimiento real de b

c) En la parte

consumido completamente?

SOLUCIONES.

Composición porcentual (% en peso):

1.- Si evaporamos 80 g de una sol

sequedad, quedan en el recipiente 20 g de NaCl. Calcula el porcentaje de la sal en la solución.

2.- Un jarabe se prepara

azúcar se encuentra en dicho jarabe?

3.- ¿Qué cantidad en gramos de agua debe agregarse a 12 g de etanol para tene

acuosa de etanol al 3%?

4.- Calcular el número de gramos d

2

5.- Calcular e

para preparar una solución al 15%.

Molaridad:

1.- ¿Cuál será la m

sulfúrico (H2SO4) y se aforó a 250 ml?

2.- ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para preparar 3 litros de solución 0.2 molar de

cloruro de sodio?

3.- Cuántos ml de hidróxido de amonio (NH4OH) son necesarios para preparar 3 lts. De

solución a una concentración 5.7 Molar, tomando e

amonio es de 0.9 g/ml.

4.- Qué volumen de solución se r

d

5

v

107

Normalidad:

1.- Calcula la normalidad de una solución que contiene 100 g de NaOH en 500 ml de

ara preparar 300 ml de una solución

e una densidad de 1.98 g/ml,

olaridad de una solución que contiene 10 ml de ácido sulfúrico

n 1500 ml de solución. La densidad del ácido es de 1.98 g/ml.

.- Calcular los gramos de fosfato de magnesio, Mg3(PO4)2, que se necesitan para preparar

580 ml de solución 1.89 N.

solución.

2.- ¿Qué cantidad en gramos se requieren de Mg(OH)2 p

1.5 N?

3.- Calcular el volumen de ácido sulfúrico concentrado que tien

necesarios para preparar 500 ml de solución 3.5 Normal.

4.- Cual es la normalidad y m

e

5

2

108

109

DAMENTOS DE QUIMICA, RALPH BURNS, SEGUNDA EDICION. ED.

MOND CHANG, SEXTA Y SÉPTIMA EDICION. ED. PRENTICE-

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IGUEL ANGEL DOMINGUEZ ORTÍZ, ABEL SALVADOR GRANADOS LÓPEZ,

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