Quimica Basica de Nivel Medio
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Prefacio
Este material bibliográfico destinado a profesores y estudiantes de
nivel medio, pretende ser una modesta contribución en el campo de la
química básica. Surge en el marco de las actividades previstas en el
Programa de Proyectos Educativos de la Facultad de Química, Bioquímica
y Farmacia dentro del Programa de Ingreso y Permanencia de los
estudiantes en la Universidad Nacional de San Luis. Siendo una de las
principales líneas de acción, la articulación con el nivel medio a través de un
trabajo cooperativo, que busca favorecer la inserción de los estudiantes en el
nivel superior.
La decisión de producir este libro se tomó previo a un exhaustivo
análisis por parte de los integrantes del Proyecto Educativo: profesores de
química pertenecientes a Instituciones públicas y privadas de nivel medio y
profesores de química del ingreso y de primer año de la Universidad; todos
ellos con vasta experiencia en la enseñanza de la química. Además se
consultó a un número importante de profesores de química de nivel medio de
la Provincia de San Luis. Se llegó a la conclusión de que el contenido del
material bibliográfico de química básica para nivel medio actualmente
disponible, no se ajusta a las exigencias para el ingreso al nivel superior,
siendo ésta una de las principales causas del fracaso de los estudiantes.
También se acordó respecto de la temática y contenidos mínimos requeridos.
Si bien este material bibliográfico no abarca la totalidad de los temas
exigidos para el ingreso en las distintas Instituciones de nivel superior del
país, creemos que constituye un aporte considerable; y queda abierta la
posibilidad de ampliarlo o de desarrollar una segunda parte para cubrir esta
deficiencia en un futuro próximo.
Las circunstancias hicieron que finalmente el autor de este libro fuese
solo uno de los integrantes del Proyecto Educativo. Sin embargo es justo
agradecer al resto, quienes de una u otra manera han contribuido a su
desarrollo: Dr. Carlos José Antonio Menéndez (Profesor Química de nivel
medio y Profesor de Química de la UNSL), Dr. Julio Edgardo Nolasco
(Profesor de Química de la UNSL), Dr. Fernando Ángel Giannini (Profesor
Química de nivel medio y Profesor de Química de la UNSL), Profesora Julia
Berta Lucero (Profesora de Química de nivel medio). En particular cabe
destacar la inestimable colaboración del Dr. Carlos J. A. Menéndez en
cuanto a la exhaustiva lectura y sugerencias de correcciones de varios
capítulos de este libro.
Este material bibliográfico está disponible tanto en edición impresa
como en la página Web de la Universidad Nacional de San Luis. De la
lectura del mismo y de su uso seguramente surgirán dudas, sugerencias,
críticas u opiniones, las que serán gratamente aceptadas, consideradas y
respondidas por el autor y que sin duda contribuirán a ampliar y mejorar
esta edición.
El Autor
SUGERENCIAS PARA EL ESTUDIANTE Existe la creencia generalizada de que las ciencias exactas y en
particular la Química, son más “difíciles” que otras disciplinas. En parte esta
creencia es cierta, si se considera que para “comprender” la química son
necesarios algunos requisitos previos, tales como manejar un lenguaje específico
que equivale a aprender un nuevo idioma; memorizar numerosos símbolos
alfabéticos y numéricos; realizar una interpretación racional de los fenómenos y
luego explicarlos; manejar conceptos físicos y químicos, algunos de ellos
abstractos; memorizar numerosas leyes y principios; usar correctamente la
matemáticas como herramienta auxiliar, etc. Sin embargo, con cierto grado de
predisposición inicial y dedicación es posible introducirse en el maravilloso
mundo de la química, que nos permite comprender la transformación de los
materiales que nos provee la naturaleza y así poder actuar sobre ellos.
Con la finalidad de allanar el camino del aprendizaje de esta ciencia, se
proponen algunas sugerencias:
• Tener siempre presente que el conocimiento es un tesoro inviolable,
indispensable para alcanzar la sabiduría que es la mayor riqueza de
la humanidad.
• Asistir regularmente a las clases, seguir atentamente las
explicaciones del profesor y tratar de obtener apuntes propios.
Preguntar inmediatamente lo que no entiende y nunca quedarse con
dudas.
• En la medida de lo posible repasar el mismo día los temas
desarrollados en clase y utilizar este material bibliográfico y otros
como complemento de sus apuntes.
• Pensar siempre con actitud crítica y ser sincero consigo mismo sobre
la comprensión de un texto, el significado de una ecuación, etc.
• Una forma de aprendizaje que permite evaluar lo aprendido es
explicar el tema a un compañero de clase o a cualquier otra persona
dispuesta a escuchar.
• Leer siempre la introducción de cada capítulo del material
bibliográfico. Así se podrá tener información general sobre el tema y
ubicarse en cuanto a la importancia del mismo en el contexto general.
• Analizar cuidadosamente los ejemplos usados en el desarrollo de
cada capítulo del libro. Esto facilitará la comprensión del tema e irá
mejorando su capacidad para analizar y resolver problemas.
• Cada vez que finalice un capítulo remítase a la guía de estudio y
actividades correspondiente, incluida en el libro. La guía de estudio
tiene como finalidad que el alumno sepa cuales son los conceptos
importantes del tema desarrollado. La guía de actividades sirve para
reafirmar éstos conceptos y resolver problemas de aplicación de los
mismos. Ambas sirven de referencia para preparar las evaluaciones.
La respuesta a cada actividad se encuentra al pie de la misma.
• Muchas palabras usadas en química tienen significado específico y no
se encuentran en los diccionarios comunes, sino en diccionarios de
química. Esto implica una dificultad adicional, porque obliga a
disponer de al menos un diccionario de química y tenerlo a mano
permanentemente. Para salvar esta dificultad se incorpora al final de
este libro un glosario de inmediato acceso para los estudiantes.
• El rol de un buen profesor es explicar tantas veces como sea necesario
hasta que el estudiante comprenda el tema desarrollado, ya sea en
clase o en horarios de consulta. Insistir cuanto sea necesario y nunca
quedarse con dudas.
Siguiendo estas sugerencias y a medida que el estudiante avance en la
adquisición de conocimientos se encontrará con la agradable sorpresa que la
química no es tan “difícil” como parecía al principio. Que por el contrario es muy
interesante, que está inserta en casi todas las actividades que desarrolla la
especie humana y hasta es muy posible que termine por “gustarle”.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
I
ÍNDICE POR CAPÍTULOS
Capítulo 1 EL UNIVERSO. MATERÍA Y ENERGÍA 1 Capítulo 2 ESTUDIO DE LOS SISTEMAS MATERIALES 12 Capítulo 3 LA MATERIA Y LA QUÍMICA 27 Capítulo 4 DEL MUNDO MICROSCÓPICO DE ÁTOMOS Y MOLÉ- CULAS AL MUNDO MACROSCÓPICO DEL LABORATO- RIO QUÍMICO 46 Capítulo 5 EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 53 Capítulo 6 UNIONES DE LOS ÁTOMOS PARA FORMAR LAS SUS-
TANCIAS QUÍMICAS 68 Capítulo 7 CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS. FÓRMULAS QUÍMICAS 78 Capítulo 8 SUSTANCIAS QUÍMICAS INORGÁNICAS. CLASIFICA- CIÓN GENERAL. COMPUESTOS BINARIOS. HIDRUROS HIDRÁCIDOS Y SALES BINARIAS 84 Capítulo 9 COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS: ÓXIDOS Y PERÓXIDOS 92 Capítulo 10 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS. BASES Y OXÁCIDOS 104 Capítulo 11 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS: OXOSALES NEUTRAS, SALES ÁCIDAS Y SALES NEUTRAS DE AMO- NIO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS 113
Capítulo 12 COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS. OXO- SALES ÁCIDAS. SALES BÁSICAS. SALES DOBLES. OXO- LES DE AMONIO 124
Capítulo 13 REACCIONES QUÍMICAS. PRIMERA PARTE 135
Capítulo 14 REACCIONES QUÍMICAS. SEGUNDA PARTE 147
Capítulo 15 LEYES GRAVIMÉTRICAS DE LAS REACCIONES QUÍMI- CAS 160 Capítulo 16 ESTEQUIOMETRÍA. ESTUDIO DE LAS CANTIDADES
DE REACTIVOS Y DE PRODUCTOS EN LAS REACCIO- NES QUÍMICAS 166
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
II
ÍNDICE GENERAL
Capítulo 1 EL UNIVERSO. MATERÍA Y ENERGÍA 1 El universo 1 Materia y energía 3 Materia 3 Energía 6 Leyes de la conservación de la materia y la energía 9 Guía de estudio y actividades 10 Capítulo 2 ESTUDIO DE LOS SISTEMAS MATERIALES 12 Propiedades de la materia 12 Propiedades físicas y propiedades químicas 12 Propiedades extensivas y propiedades intensivas 14 Estados de agregación de la materia 14 Cambios de estados de agregación de la materia 16 Clasificación de los sistemas materiales 19 Esquema general 22 Guía de estudio y actividades 23
Capítulo 3 LA MATERIA Y LA QUÍMICA 27 La materia, la química y el hombre 27 Estructura de la materia 29 Átomo 29 Elemento químico 33 Masas atómicas 34 Molécula 36 Masas moleculares 37 Ion o especie iónica 39 Guía de estudio y actividades 42
Capítulo 4 DEL MUNDO MICROSCÓPICO DE ÁTOMOS Y MOLÉ- CULAS AL MUNDO MACROSCÓPICO DEL LABORATO- RIO QUÍMICO 46 Introducción 46 Mol. Número de Avogadro 47 Mol de átomos. Peso atómico gramo 47 Mol de moléculas. Peso molecular gramo 48 Esquema representativo 49 Guía de estudio y actividades 50 Capítulo 5 EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 53 Introducción 53 Símbolos y nombres de los elementos químicos 53 Tabla periódica de los elementos químicos 55 Número atómico (Z) 59 Masa atómica relativa del elemento 59 Electronegatividad (E) 60
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
III
Números de oxidación 60 Potencial de ionización 61 Afinidad electrónica (AE) 62 Guía de estudio y actividades 64 Capítulo 6 UNIONES DE LOS ÁTOMOS PARA FORMAR LAS SUS- TANCIAS QUÍMICAS 68 Uniones químicas 68 Unión iónica 69 Uniones covalentes 71 Unión covalente simple 71 Unión covalente doble 72 Unión covalente triple 72 Unión covalente coordinada 73 Unión covalente pura 74 Unión covalente polar 75 Unión metálica 75 Guía de estudio y actividades 76 Capítulo 7 CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS. FÓRMULAS QUÍMICAS 78 Clasificación de las sustancias químicas 78 Sustancias simples o elementales 78 Sustancias compuestas o compuestos 78 Clasificación de los compuestos 78 Compuestos orgánicos 78 Compuestos inorgánicos 79 Compuestos covalentes 79 Compuestos iónicos 79 Fórmula química 80 Fórmula molecular 80 Fórmula empírica o mínima 80 Guía de estudio y actividades 82
Capítulo 8 SUSTANCIAS QUÍMICAS INORGÁNICAS. CLASIFICA- CIÓN GENERAL. COMPUESTOS BINARIOS. HIDRUROS
HIDRÁCIDOS Y SALES BINARIAS 84 Introducción 84 Clasificación general de las sustancias inorgánicas 85 Compuestos inorgánicos binarios 86 Hidruros. Fórmula química. Nomenclaturas 86 Hidrácidos. Fórmula química. Nomenclaturas 87 Sales binarias. Fórmula química. Nomenclaturas 87 Guía de estudio y actividades 90
Capítulo 9 COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS. ÓXIDOS Y PERÓXIDOS 92 Óxidos 92 Óxidos básicos. Fórmula química. Nomenclaturas 92 Óxidos ácidos. Fórmula química. Nomenclaturas 94 Peróxidos. Fórmula química. Nomenclaturas 98
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
IV
Fórmula química de los compuestos binarios. Método del número de oxidación cruzado 99 Guía de estudio y actividades 102
Capítulo 10 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS. BASES Y OXÁCIDOS 104 Bases. Fórmula química. Nomenclaturas 104 Oxácidos. Nomenclaturas 106 Oxácidos. Fórmula química. Método 1 108 Oxácidos. Fórmula química. Método 2 109 Guía de estudio y actividades 111 Capítulo 11 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS. OXOSALES NEUTRAS, SALES ÁCIDAS Y SALES NEUTRAS DE AMO- NIO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS 113 Oxosales neutras. Nomenclaturas 113 Oxosales neutras. Formula química. Método 1 115 Oxosales neutras. Formula química. Método 2 116 Sales ácidas derivadas de hidrácidos. Nomenclaturas Fórmula química 119 Sales neutras de amonio derivadas de hidrácidos. Nomenclaturas. Fórmula química 121 Guía de estudio y actividades 122
Capítulo 12 COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS. OXO- SALES ÁCIDAS. SALES BÁSICAS. SALES DOBLES. OXO-
LES DE AMONIO 124 Oxosales ácidas. Nomenclaturas 124 Oxosales ácidas. Fórmula química. Método 1 127 Oxosales ácidas. Fórmula química. Método 1 128 Sales básicas. Nomenclaturas. Ejemplos 129 Sales dobles. Nomenclaturas. Ejemplos 131 Oxosales de amonio. Ejemplos 132 Guía de estudio y actividades 133
Capítulo 13 REACCIONES QUÍMICAS. PRIMERA PARTE 135 Introducción 135 Reacción química 136 Ecuación química 137 Esquema general de representación de una reacción química mediante una ecuación química 138 Ejemplo de aplicación: reacción química, ecuación química, balance material 139 Clasificación de las reacciones químicas 141 Reacciones químicas irreversibles y reversibles 141 Reacciones químicas endotérmicas y exotérmicas 143 Reacciones químicas de combinación y reacciones químicas de descomposición 143 Guía de estudio y actividades 145
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
V
Capítulo 14 REACCIONES QUÍMICAS. SEGUNDA PARTE 147 Reacciones químicas de neutralización o ácido-base 147 Reacciones químicas de precipitación 147 Reacciones químicas de oxidación-reducción 148 Reacciones químicas de desplazamiento 151 Reacciones químicas de doble desplazamiento 153 Reacciones químicas de doble desplazamiento entre dos sales 153 Reacciones químicas de doble desplazamiento entre una sal y un ácido 154 Reacciones químicas de doble desplazamiento entre una sal y una base 156 Guía de estudio y actividades 158 Capítulo 15 LEYES GRAVIMÉTRICAS DE LAS REACCIONES QUÍMI- CAS 160 Introducción 160 Ley de la conservación de la masa de Lavoisier 160 Ley de las proporciones definidas de Proust 162 Ley de las proporciones múltiples de Dalton 163 Ley de las proporciones recíprocas de Richter 163 Guía de estudio y actividades 165 Capítulo 16 ESTEQUIOMETRÍA. ESTUDIO DE LAS CANTIDADES
DE REACTIVOS Y DE PRODUCTOS EN LAS REACCIO- NES QUÍMICAS 166 Introducción 166 Estequiometría. Cálculos estequiométricos. Coeficientes estequiométricos 166 Coeficientes estequiométricos y cantidades estequiométricas 167 Resolución de casos. Ejemplos de aplicación 168 Reactivo limitante 171 Rendimiento de una reacción química. Rendimiento teórico. Rendimiento real o práctico 176 Guía de estudio y actividades 179 GLOSARIO 181
TABLAS DE PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
1
CAPÍTULO 1
EL UNIVERSO. MATERIA Y ENERGÍA
EL UNIVERSO
La teoría cosmológica actual define el universo como “todo lo que
existe: materia, energía, espacio y tiempo”. Toda la materia y la energía que
existe tuvieron su origen en un instante determinado, entre 13,5 y 15,5 miles
de millones de años atrás, por un fenómeno llamado “Gran Explosión” o “Big
Bang”. La evolución del universo es función del tiempo y del espacio. Desde su
origen el universo se encuentra en expansión. Si bien con el transcurso del
tiempo el espacio ha ido aumentando, se considera que el conjunto materia-
energía se ha mantenido constante (Ley de la Conservación de la Materia y la
Energía de Lavoisier-Mayer). El universo está constituido por cientos o miles
de millones de galaxias. A su vez, una galaxia es un conjunto de cientos o
miles de millones de estrellas, las que interaccionan mediante fuerzas
gravitacionales y se desplazan en órbitas que tienen un centro común.
Vía Láctea
El Sistema Solar se encuentra en uno de los brazos de una galaxia con forma de disco llamada Vía Láctea. En la imagen se observan cúmulos de estrellas brillantes con áreas oscuras de polvo y gas.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
2
El planeta que habitamos: “tierra” forma parte del sistema solar
(constituido por el sol y nueve planetas, aunque actualmente se discute la
existencia de un nuevo planeta). El sol es una de las aproximadamente 100
millones de estrellas que constituyen la galaxia llamada Vía Láctea.
Los seres humanos, somos simplemente una de las innumerables
formas de vida que habitan la tierra. Obviamente, la capacidad de “razonar”
nos distingue del resto de los seres vivientes que habitan este planeta. Y por
esta causa tratamos de comprender y explicar los fenómenos (cambios o
transformaciones que sufre la materia) que ocurren en el universo; y en
particular las leyes que rigen el comportamiento de los fenómenos materiales y
energéticos que ocurren en la tierra.
Las ciencias naturales: la Física, la Química, la Biología, la Geología,
etc., constituyen conjuntos de conocimientos desarrollados por el hombre, que
intentan explicar los fenómenos naturales desde distintos puntos de vista. Y
para ello es necesario estudiar las propiedades de la materia y de la energía.
La Física estudia la composición y la estructura fundamental de la
materia, las energías interactuantes y sus efectos.
La Química estudia la composición, la estructura y las propiedades de
los sistemas materiales; así como las interacciones entre las sustancias y los
efectos provocados sobre ellas cuando se les suministra o se les quita energía
en cualquiera de sus formas.
La Biología en su significado más amplio, puede considerarse como la
ciencia natural que estudia todo lo relacionado con la vida a distintos niveles:
molecular, celular, de organismos y sus características poblacionales (excepto
las poblaciones humanas que son estudiadas por la antropología y otras
ciencias sociales).
La Geología moderna estudia el planeta Tierra: su origen, su historia, su
forma, la materia que lo constituye y los fenómenos que han actuado o actúan
sobre él.
El progresivo aumento del conocimiento asociado a la tecnología, han
permitido el desarrollo de estudios cada vez más detallados y profundos de las
ciencias, y en particular de las ciencias naturales. Así han ido surgiendo cada
vez más especializaciones dentro de cada disciplina y aún entre ellas, dando
lugar a las ciencias interdisciplinarias. Por ejemplo la Bioquímica es una
ciencia interdisciplinaria de la Química y la Biología, que estudia las
sustancias y las reacciones químicas que participan de los procesos vitales en
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
3
los organismos vivos. Actualmente existe un número importante de ciencias
interdisciplinarias y es de esperar que seguirán incrementándose.
MATERIA Y ENERGÍA
La Materia y la Energía se definen según sus propiedades generales.
MATERIA
Se define materia como todo aquello que posee masa, inercia y ocupa
un lugar en el espacio. Para interpretar correctamente el concepto de materia,
es necesario analizar el significado de cada una de estas propiedades.
Se define masa como la cantidad de materia contenida en un
determinado objeto material. La cantidad de materia se puede medir en
función del número de átomos, de moléculas o de iones que constituyen dicho
objeto material. Por ejemplo, “una tiza” es un objeto material formado por
miles de millones de moléculas de “yeso” (sulfato de calcio dihidratado); la
mitad de dicha tiza, tendrá la mitad de moléculas de yeso, y en consecuencia
su masa será la mitad de la masa que tenía la tiza entera.
En la práctica, la masa se mide mediante una balanza de brazos
iguales. En el platillo de uno de brazos se coloca el objeto cuya masa se quiere
determinar y en el otro platillo se colocan “pesas” de masas conocidas hasta
que se alcanza un equilibrio entre ambos.
Balanza Analítica de Brazos Iguales
Antigua balanza analítica de brazos iguales, usada en los laboratorios químicos para comparar masas (“pesar”).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
4
En la actualidad estas balanzas han sido reemplazadas por otras
modernas que simplifican el proceso de pesada. El sistema de “pesas” queda
oculto dentro de una cubierta y la carga se realiza mecánicamente mediante
perillas externas. Además, una escala variable iluminada muestra la cantidad
total de “pesas” que han sido cargadas para equilibrar la masa del objeto
material colocado en el platillo.
La unidad de masa más empleada es el gramo (g). De acuerdo a la
magnitud de la masa del objeto material, podrán emplearse múltiplos (como
por ejemplo el kilogramo – kg) o submúltiplos (como por ejemplo el miligramo –
mg) para expresar la misma.
El procedimiento de medir masas, lamentablemente se popularizó con
el nombre de “pesada”. Decimos lamentablemente, porque lleva a confundir
los conceptos de masa y de peso, que si bien están matemáticamente
relacionados, son conceptos físicos muy diferentes.
Se define Peso a la fuerza con que un objeto material es atraído por la
acción gravitatoria de la tierra. Sin embargo, el concepto es también válido
para objetos sometidos al campo gravitatorio de cualquier otro astro del
universo. La fuerza gravitatoria es una fuerza de atracción entre masas; pero
el efecto se hace ostensible cuando la masa de un objeto es muy superior a la
1 2
1- Balanza analítica con su cubierta. Se puede observar el platillo de carga de muestra a pesar, las perillas de cargas de pesas internas y la escala.
2- La misma balanza sin la cobertura, que permite observar el sistema de cargas de pesas que reemplaza uno de los platillos de la antigua balanza analítica.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
5
de otro. El objeto de gran masa atrae fuertemente hacia sí al objeto de masa
pequeña. Este proceso se conoce con el nombre de “caída de los cuerpos”. Por
ejemplo, cuando un meteorito (objeto de masa relativamente muy pequeña
comparada con la tierra) entra en el campo gravitatorio de la misma, es
atraído por la fuerza gravitatoria (adquiere peso) y finalmente “cae” sobre la
superficie terrestre.
Matemáticamente:
P es el peso del objeto material
m es la masa del objeto material
g es la aceleración de la gravedad del lugar donde se mide el peso
Esta expresión matemática es un caso particular de la Segunda Ley de
Newton: F = m.a (donde P es la fuerza F y g es una aceleración). Las unidades
de fuerza más empleadas para medir el peso es el gramo fuerza (g) y el
kilogramo fuerza ( kg).
Veamos un ejemplo sencillo que permita distinguir claramente entre
los conceptos de masa y de peso.
1- Astronauta con su traje en la tierra: pesa 120 kilogramos fuerza 2- Astronauta con su traje en la luna: pesa 20 kilogramos fuerza 3- Astronauta con su traje en el vacío: no tiene peso
Tierra
1 2 3
Lunaa
P = m.g
Espacio vacío
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
6
Supongamos que el objeto material es un astronauta con su traje.
Considerando la masa en término de número de partículas (moléculas,
átomos, iones), el conjunto astronauta-traje estará constituido por un
determinado número total de partículas; que en un instante determinado será
el mismo, ya sea que el astronauta se encuentre sobre la superficie de la
tierra, sobre la superficie de la luna o en el espacio vacío fuera de campos
gravitatorios. En otras palabras, la masa de un objeto material no depende del
lugar del universo donde se encuentre.
Por el contrario, el peso del conjunto astronauta-traje sí depende del
lugar en que se encuentre el mismo. Si su peso en la tierra es de 120
kilogramos fuerza; en la Luna, satélite natural de la Tierra (que posee una
gravedad aproximadamente seis veces menor que ésta) el peso es seis veces
menor: 20 kilogramos fuerza. Mientras que en el espacio vacío, fuera de
campos gravitatorios, donde la aceleración de la gravedad es cero, el peso es
cero y el objeto deriva libremente sin caer.
Otra de las propiedades que posee la materia es la Inercia. Que se
define como la tendencia de un objeto material a permanecer en el estado en
que se encuentra. En otras palabras la inercia es una resistencia al cambio. Si
un objeto se encuentra en movimiento, tiende a permanecer en esa condición
mientras no actúe una fuerza externa que se oponga al mismo. Cuando un
objeto se encuentra en reposo, tiende a permanecer en esa condición mientras
no actúe una fuerza externa que impulse un movimiento.
Todo objeto material ocupa un lugar en el espacio y puede ser
comprimido o desplazado por otro objeto material, pero nunca desaparecer.
Sistema material
Se denomina sistema material a cualquier porción limitada del
universo que real o imaginariamente, es separada del resto para su estudio.
ENERGÍA
Se define energía como la capacidad de producir trabajo. Cualquier
sistema material puede producir o recibir energía.
La energía se manifiesta de distintas formas: energía mecánica
(referida al movimiento y a las interacciones de objetos materiales), térmica
(asociada al calor), química (involucrada en las reacciones químicas), eléctrica
(referida a procesos eléctricos), radiante (relacionada a los fenómenos
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
7
ondulatorios), atómica (involucrada en fenómenos que ocurren en el núcleo de
los átomos), etc. Cualquiera de estas formas de energía puede convertirse en
otra, a través de procesos adecuados.
La energía total de un sistema material aislado permanece constante.
El universo se considera un sistema material aislado.
Energía mecánica: energía cinética y energía potencial
Los objetos materiales pueden ser caracterizados a través de su
Energía Mecánica: Em, que es la suma de la Energía Potencial: Ep (energía de
interacción entre objetos materiales) y de la Energía Cinética: Ec (energía de
movimiento de los objetos materiales).
Matemáticamente:
Cuando un objeto material se encuentra en reposo absoluto su energía
cinética es cero (Ec = 0) y por lo tanto toda su energía mecánica es energía
potencial. Si se encuentra en movimiento, la energía mecánica estará repartida
entre su energía potencial y su energía cinética. Para que la energía potencial
de un objeto material sea cero (Ep = 0) debería estar totalmente aislado, libre
de cualquier tipo de interacción con el resto del universo; siendo esta una
situación ideal.
La Energía Cinética, es la energía de movimiento de un sistema
material y su expresión matemática es la siguiente:
Donde m es la masa del objeto material en movimiento y v su velocidad.
La Energía Potencial, es la energía de interacción entre dos o más
objetos materiales (que se manifiesta por las fuerzas de atracción o de
repulsión entre ellos). Estas interacciones pueden ser de distintos tipos:
gravitatoria, eléctrica, magnética etc.; y resultan de particular interés, porque
tienen relación directa con el comportamiento químico y físico de los sistemas
materiales.
La siguiente es una expresión matemática general de la energía
potencial:
Ep = F.d
Em = Ep + Ec
Ec m.v2 12
=
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
8
El término F es la fuerza involucrada en la interacción y el término d se refiere
a la distancia entre los objetos que interaccionan. Obsérvese la similitud entre
esta ecuación y la expresión matemática del trabajo W = F.d; recuerde que por
definición, energía es capacidad para producir trabajo; los conceptos de
energía y de trabajo están directamente relacionados y se expresan en las
mismas unidades.
Si las fuerzas que interactúan son eléctricas (atracción entre cargas de
distintos signos y repulsión entre cargas de igual signo) nos referimos a una
Energía Potencial Eléctrica coulómbica.
Cuando las fuerzas de interacción son magnéticas (atracciones o
repulsiones magnéticas) está involucrada una Energía Potencial Magnética.
En caso que interaccionen fuerzas atractivas gravitatorias la energía
puesta en juego es la Energía Potencial Gravitatoria. La fuerza gravitatoria es
una fuerza de atracción debido a las masas de dos cuerpos (M1 y M2)
separados a una distancia r, que interaccionan entre sí. Su expresión
matemática es la siguiente:
Para sistemas materiales dinámicos, como ocurre con las partículas
que forman los átomos, estas fuerzas actúan simultáneamente, coexistiendo
las distintas formas de energías potenciales.
Las reacciones químicas –rupturas de uniones entre átomos para
formar nuevos enlaces– ocurren por interacción de electrones externos de los
átomos. Estos electrones poseen masa (aunque muy pequeña) y actuarán
entre ellos fuerzas gravitatorias muy pequeñas. Los electrones son partículas
con carga eléctrica que se encuentran en movimiento permanente. Por lo tanto
también actúan fuerzas eléctricas y magnéticas (toda partícula con carga
eléctrica en movimiento, genera un campo magnético). Además los electrones
están sometidos a la acción de campos gravitacionales, eléctricos y magnéticos
de otras partículas que constituyen los átomos. De modo que en toda reacción
química estarán presentes los distintos tipos de energías potenciales.
Estas interacciones, particularmente las eléctricas, se producen aún
entre las moléculas de una misma sustancia y son responsables de ciertas
propiedades macroscópicas que muestran las mismas.
M1.M2
F = G
r 2
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
9
LEYES DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y DE LA ENERGÍA (LAVOISIER y MAYER)
Lavoisier en el siglo XVIII estableció la denominada Ley de la
Conservación de la Materia: “la cantidad total de materia de un sistema
cerrado permanece constante”.
A principios del siglo XX Einstein demostró que esta ley no es
estrictamente cierta. Según su teoría el universo es un sistema dinámico (en
constante movimiento y permanente cambio) y en determinadas condiciones la
masa de un sistema material puede transformarse en energía y viceversa.
Matemáticamente:
E es la energía
m es la masa
c es la velocidad de la luz en el vacío (300.000 km/s)
A partir de la ecuación de Einstein: . Expresión matemática
que permite determinar la masa transformada en energía. Obsérvese que la
energía está dividida por un número muy grande: (300.0000)2 =
90.000.000.000. Por lo cual la energía producida debe ser extremadamente
importante para que la pérdida de masa sea considerable.
En las reacciones químicas la energía involucrada es baja y los
cambios de masa por energía son despreciables. Por esta razón, la Ley de la
Conservación de la Materia continúa siendo aplicable en la práctica.
En fenómenos nucleares como la fisión nuclear (ruptura parcial de
núcleos atómicos) y la fusión nuclear (unión de núcleos atómicos), en los que
están involucradas grandes cantidades de energía, los cambios en la masa son
apreciables y pueden ser evaluados mediante la ecuación de Einstein.
Mayer, en el siglo XIX, estableció la Ley de la Conservación de la
Energía: “la suma de las energías, cinética, potencial y térmica en un sistema
aislado permanece constante”.
El universo se considera un sistema aislado.
Las leyes de Lavoisier y de Mayer se unifican en la denominada Ley de
la Conservación de la Materia y la Energía: “La cantidad total de materia
y energía en el universo no aumenta ni disminuye; no obstante pueden
transformarse entre sí”.
E = m.c2
E= m c2
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
10
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CÁPITULO 1 EL UNIVERSO. MATERÍA Y ENERGÍA
Guía de estudio
1.- Concepto de universo. 2.- ¿Qué es materia?. 3.- ¿Qué entiende por energía?. 4.- ¿Qué estudia la química dentro de las ciencias naturales?. 5.- Definir masa. 6.- Definir inercia. Dar ejemplos. 7.- Definir peso y escribir su expresión matemática. 8.- Concepto de fuerza gravitatoria. 9.- ¿Qué mide cuando usa una balanza para “pesar”?. Explicar. 10.- Dar un ejemplo que muestre claramente la diferencia entre masa y peso. 11.- Definición de sistema material. 12.- ¿Qué es energía mecánica?. 13.- Definir energía cinética. Escribir su expresión matemática. Dar ejemplos. 14.- Definir energía potencial. Escribir su expresión matemática. Dar ejemplos.
Actividades
1.- Un astronauta sin traje espacial se “pesa” en una balanza, cuyo fiel indica: 70 kg. Equipado con su traje espacial el fiel de la misma balanza indica: 100 kg. Sabiendo que la aceleración de la gravedad en la tierra es de 9,81 m/s2, que la aceleración de la gravedad en la luna es seis veces menor que en la tierra y que 1 Newton=1 kg.m/s2 =0,1 kg:
a) ¿Cuáles son las masas en kilogramos del astronauta en la tierra sin traje espacial y con traje espacial?.
b) ¿Cuáles son los pesos en Newton (N) y en kilogramos fuerza (kg) del
astronauta en la tierra sin traje espacial y con traje espacial?.
c) ¿Cuál sería la masa en kilogramos del astronauta con su traje espacial en la luna?.
d) ¿Cuál sería el peso en Newton (N) y en kilogramos fuerza (kg) del
astronauta con su traje espacial en la luna?
e) ¿Cuál sería la masa en kilogramos (kg) y cual es el peso en Newton (N) y en kilogramos fuerza (kg) del astronauta con su traje espacial en el espacio vacío?.
Respuestas: a) 70 kg y 100 kg - b) sin traje espacial: 686,70 N y 68,67 kg, con traje
espacial: 981 N y 98,10 kg - c) 100 kg - d) 163,5 N y 16,35 kg - e) masa: 100 kg y
peso: 0 N y 0 kg.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
11
2.- Para iniciar la reacción química de formación de agua a partir de hidrógeno
y oxígeno gaseosos encerrados en un recipiente, se requiere de una energía de
activación que se suministra generando chispas por descarga eléctrica. Sin
embargo la reacción luego transcurre con liberación de energía, siendo por lo
tanto exotérmica. La energía liberada por cada mol de producto formado es de
288.700 Joule. a) Calcular la masa en gramos transformada en energía
aplicando la ecuación de Einstein y b) Evaluar si dicha pérdida es apreciable
o despreciable. Datos: 1 Joule = 1 kg m2/s2 . La masa de un mol de agua es de
18 g/mol.
Respuestas: a) 3,20 x 10-9 g = 0,0000000032 g y b) ....evaluar la respuesta con el
profesor del curso.
3.- Sabiendo que el planeta Tierra tiene una masa de aproximadamente 6,07x
1024 kilogramos, que la luna tiene una masa aproximadamente 81 veces
menor y que la distancia aproximada entre el centro de la tierra y el centro de
la luna es de 384.000 km: a) determinar la fuerza de atracción gravitatoria que
existe entre ellos (G=6,67x10-11 N.m2.kg-2) y b) ¿A qué tipo de energía mecánica
corresponde este fenómeno?.
Respuestas: a) 2,059x1020 N y b) ....evaluar la respuesta con el profesor del curso.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
12
CAPÍTULO 2
ESTUDIO DE LOS SISTEMAS MATERIALES
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Einstein demostró que la materia y la energía son manifestaciones de
una misma entidad física. Para estudiar completamente un sistema material
es necesario describirlo sobre la base de sus propiedades materiales y
energéticas.
Se considera una propiedad de la materia, cualquier descripción
característica que se realiza sobre la misma. Por ejemplo, al analizar un anillo
metálico se puede describir que su superficie es lisa y de color dorado, que
pesa 5 gramos y que no es afectado cuando se lo introduce en una solución de
ácido clorhídrico. Cada una de estas descripciones constituye una propiedad
de este sistema material.
Cuanto mayor es el número de propiedades que se describen de un
sistema material, mayor será la información disponible para caracterizarlo.
En general, para estudiar las propiedades de un sistema material, éste
debe ser sometido a diversos estímulos. Cada estímulo podrá tener o no una
respuesta y permitirá establecer una propiedad del mismo.
Referirse a la composición de un sistema material es describir cuáles
son las sustancias puras que lo constituyen. Químicamente se define
sustancia pura a una clase especial de materia, cuyas propiedades son
siempre las mismas en las mismas condiciones de observación. Por ejemplos, el
agua, el hierro, la sal de mesa, etc., son ejemplos de sustancias puras. Cada
una de las sustancias puras de un sistema material es un componente del
mismo.
PROPIEDADES FÍSICAS Y PROPIEDADES QUÍMICAS DE LA MATERIA
La materia puede ser estudiada desde diversos puntos de vista, ya sea
considerando los distintos tipos de sistemas materiales o profundizando en
sus propiedades estructurales, o energéticas, o químicas; etc.
Los distintos aspectos en que puede ser estudiada la materia, dieron
origen a las Ciencias Naturales (Física, Química, Biología, Geología, etc.).
La física estudia la composición y la estructura fundamental de la
materia, así como las energías involucradas y sus efectos. Las propiedades de
la materia que se describen a través de la física, se llaman propiedades físicas.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
13
La química estudia la composición y la estructura de la materia; así
como las interacciones entre las sustancias y las transformaciones provocadas
sobre ellas cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus
formas. Las propiedades de la materia que se describen a través de la química,
se denominan propiedades químicas.
PROPIEDADES FÍSICAS
Las propiedades físicas de la materia son las que se ponen de
manifiesto como respuesta a estímulos, que NO producen cambios en la
composición del sistema material en estudio. Son ejemplos de ellas: la masa, el
peso, la densidad, el volumen, los cambios de estados de agregación, la
temperatura de fusión, la temperatura de ebullición, el color, el sabor, el olor, la
textura, la resistencia a distintos esfuerzos mecánicos, etc.
Por ejemplo, el vino es un sistema material formado por cientos de
sustancias disueltas en un medio acuoso/alcohólico. Si sobre sendas
muestras de vino se miden propiedades físicas, su composición seguirá siendo
la misma después de las determinaciones.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Las propiedades químicas de la materia son aquellas que se ponen
de manifiesto como respuesta a estímulos, que SI producen cambios en la
composición del sistema material en estudio. Todo cambio en la composición de
un sistema material implica una reacción química (transformación parcial o
total de la composición de un sistema material, dando origen a una o más
sustancias diferentes a las iniciales).
Por ejemplo, cuando se introduce una moneda dorada en ácido nítrico
diluido, se podrá observar que al cabo de cierto tiempo comienza a corroerse y
aparece una coloración azul-verdosa en el líquido alrededor de la misma. Si se
deja la moneda el tiempo suficiente es posible que desaparezca. La coloración
azul-verdosa está indicando que una o más de las sustancias que constituyen
la moneda están siendo transformadas en otra u otras sustancias por acción
del ácido. Evidentemente, la composición de la moneda luego de estudiar esta
propiedad no será la misma que antes de su determinación.
PROPIEDADES EXTENSIVAS Y PROPIEDADES INTENSIVAS DE LA MATERIA
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
14
PROPIEDADES EXTENSIVAS
Las propiedades extensivas son aquellas que SI dependen de la
cantidad de materia. Por ejemplo, la masa, el peso, el volumen, etc.
Referirse a cantidad de materia es equivalente a describir un sistema
material por el número de partículas básicas que lo constituyen (átomos,
moléculas o iones). Un aumento o disminución en la cantidad de materia que
forma un sistema material, significa un aumento o disminución del número de
estas partículas. Por ejemplo, si se consideran dos volúmenes diferentes de un
mismo líquido: 1 litro y 20 litros. De un simple análisis resulta obvio que la
masa y el peso del líquido contenido en el segundo recipiente es 20 veces
mayor respecto del primero.
Las propiedades extensivas son propiedades generales de la materia
que no sirven para caracterizar un sistema material en particular.
PROPIEDADES INTENSIVAS
Por el contrario, las propiedades intensivas son propias de cada
sistema material y NO dependen de la cantidad de materia. Pero SI dependen
de las condiciones externas de presión y temperatura a la que se encuentra
sometido el sistema material en estudio. Por esta razón, los resultados de las
mediciones de las propiedades intensivas deben ir siempre acompañados de
los valores de presión y temperatura a las que fueron evaluadas.
Para caracterizar un sistema material y diferenciarlo de otros, es
necesario describirlo por sus propiedades intensivas. Cuanto mayor sea el
número de propiedades intensivas que se determinan tanto más podrá ser
caracterizado y conocido.
Son ejemplos de propiedades intensivas: la densidad, la temperatura
de fusión, la temperatura de ebullición, el índice de refracción, la conductividad
térmica y eléctrica, los coeficientes de dilatación térmica, la viscosidad, las
propiedades químicas en general, etc.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
En la física clásica, se consideran tres estados de agregación de la
materia: sólido, líquido y gaseoso. En la actualidad, algunos autores
agregan un cuarto estado de agregación: el plasma (conjunto de iones
positivos y negativos en cantidades aproximadamente iguales, en fase
gaseosa).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
15
En la superficie terrestre a temperaturas ambientales medias entre –
10 y 30 ºC la materia puede encontrarse en cualquiera de los tres estados de
agregación.
Por ejemplo, el agua a temperaturas por debajo de los 0ºC se
encuentra al estado sólido. Pero en la mayor parte de la superficie de la Tierra,
donde la temperatura es superior a los 0ºC, se encuentra en el estado líquido.
Para que esta sustancia se encuentre completamente al estado gaseoso es
necesario someterla de modo continuo a temperaturas del orden de los 100°C.
El Helio es un gas que se encuentra en la atmósfera formando parte
del aire y para llevarlo al estado líquido es necesario enfriarlo a temperaturas
por debajo de los -270ºC.
El wolframio es una sustancia que se encuentra al estado sólido y es
necesario calentarlo a temperaturas superiores a 3370ºC para llevarlo al
estado líquido.
Los estados de agregación de la materia pueden ser descriptos sobre la
base de distintos criterios generales: forma y volumen propios; libertad de
movimiento de átomos, moléculas o iones (vibración, rotación y translación);
compresibilidad (efecto de la presión sobre el volumen) y fuerzas de cohesión y
de repulsión.
ESTADO SÓLIDO
El estado sólido posee forma y volumen propios. En cuanto a la
libertad de movimiento de las partículas (átomos, moléculas o iones), éstas se
encuentran ocupando posiciones fijas y el único movimiento posible es el de
vibración.
Los sólidos son incompresibles (no se modifica su volumen por
variaciones de la presión externa).
Otra característica general del estado sólido es que las fuerzas de
cohesión entre las partículas son mucho mayores que las fuerzas de repulsión;
de modo que las mismas se mantienen unidas, muy próximas entre sí, en
forma organizada (principalmente en los sólidos cristalinos).
ESTADO LÍQUIDO
El estado líquido presenta volumen propio, pero adquiere la forma del
recipiente que lo contiene. Las partículas presentan los tres movimientos:
vibración, rotación y translación, pero atenuados. Existe un equilibrio entre las
fuerzas de cohesión y las fuerzas de repulsión, con cierto predominio de las
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
16
fuerzas de cohesión. Esto les permite a los líquidos un movimiento
relativamente organizado, formando capas de partículas que se desplazan
unas sobre otras (capacidad de fluir).
Los líquidos contenidos en un recipiente y en reposo presentan una
superficie superior plana horizontal con un límite bien definido, pero sin
rigidez. Los espacios entre las partículas son mayores que en el estado sólido.
Son muy poco compresibles, cuando se los somete a elevadas presiones
externas pueden reducir hasta un 3% de su volumen inicial.
ESTADO GASEOSO
En el estado gaseoso, las fuerzas de repulsión entre las partículas son
mucho mayores que las fuerzas de cohesión (es mucho mayor la energía
cinética que la energía potencial). Las partículas presentan un desorden total.
La energía cinética de las partículas es tal que el espacio entre ellas puede
aumentar casi ilimitadamente, teniendo como único límite las paredes del
recipiente que lo contiene (o la fuerza gravitacional como en el caso de la
atmósfera terrestre). Por ello no poseen forma ni volumen propios, sino que
adquieren la forma y el volumen del recipiente que los encierra. Las partículas
tienen máxima libertad de movimientos: vibración, rotación y translación.
Poseen gran capacidad para fluir. Son muy compresibles, presentando
grandes variaciones de volumen cuando se modifica la presión que se ejerce
sobre ellos.
CAMBIOS DE ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
En principio, toda sustancia puede ser llevada a cualquiera de los tres
estados de agregación de la materia. El pasaje de un estado a otro depende de
la presión y de la temperatura a la que se encuentra sometida la sustancia. En
general, un aumento de la presión favorece los cambios de estado en el
sentido: gas → líquido → sólido. Mientras que un aumento de la temperatura
favorece los cambios de estado en el sentido contrario: Sólido → Líquido →
gas.
Como regla general: para favorecer cambios de estados de sólido a
líquido y de líquido a gas se debe operar bajando la presión y aumentando la
temperatura.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
17
Esquema de los Cambios de Estado de Agregación de la Materia
FUSIÓN
El cambio de estado sólido a estado líquido, se denomina fusión.
Mientras coexisten las dos fases (sólida y líquida), la temperatura permanece
constante. Esta temperatura es propia de cada sustancia y recibe el nombre
de temperatura de fusión o punto de fusión; y permite sumada a otras
propiedades, caracterizarla.
SÓLIDO
LÍQUIDO
GAS
FUSIÓN
VAPORIZACION
LICUACION
SOLIDIFICACIÓN
S U B L I M A C I Ó N
V O L A T I L I Z A C I Ó N
T E M P E R T A U R A
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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SOLIDIFICACIÓN
Es el pasaje de estado líquido a estado sólido.
VAPORIZACIÓN
El cambio de estado líquido a estado gaseoso o vapor se denomina
vaporización. Existen dos caminos posibles para que ocurra la vaporización
de un líquido: la evaporación y la ebullición.
La evaporación es el proceso por el cual las moléculas de la superficie
libre de un líquido, pasan de la fase líquida a la fase vapor o gas, a cualquier
temperatura y a una determinada presión. Por ejemplo, cuando se deja un
líquido en un recipiente abierto a temperatura y presión ambiente, se podrá
observar que su volumen se va reduciendo gradualmente, pudiendo hasta
desaparecer si se deja el tiempo suficiente.
La ebullición es el proceso por el cual las moléculas pasan desde la
fase líquida a la fase gas o vapor, desde toda la masa del líquido, a una
determinada presión. La temperatura del líquido se mantiene constante
mientras coexisten ambas fases, es propia de cada sustancia y se denomina
temperatura de ebullición o punto de ebullición de un líquido.
LICUACIÓN
Es el cambio de estado gaseoso a estado líquido de un sistema
material.
VOLATILIZACIÓN
Es el pasaje directo de estado sólido a estado gas o vapor sin pasar por
el estado líquido. Esto ocurre con algunos sólidos muy volátiles como por
ejemplo la naftalina.
SUBLIMACIÓN
La sublimación es el pasaje directo de estado gas o vapor a estado
sólido sin pasar por el estado líquido. Por ejemplo el proceso de sublimación
del yodo.
Algunos autores consideran sublimación a procesos continuos:
partiendo del estado sólido, calentando para llevarlo al estado gas o vapor e
inmediatamente enfriando para retornar nuevamente al estado sólido.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
19
En general, durante los cambios de fases o de estados de agregación
de la materia mientras coexisten las dos fases la temperatura se mantiene
constante, a presión constante.
CLASIFICACIONES DE LOS SISTEMAS MATERIALES
En el Capítulo 1 se definió un sistema material como cualquier porción
limitada del universo que real o imaginariamente, es separada del resto para
su estudio. El ambiente inmediato que lo rodea, recibe se denomina medio
ambiente o ambiente circundante.
Los sistemas materiales pueden ser clasificados de diversas maneras:
1.- Considerando el intercambio de materia y/o energía entre el sistema
materal y el ambiente circundante, se clasifican en sistemas abiertos,
sistemas cerrados y sistemas aislados.
SISTEMAS ABIERTOS
Los sistemas abiertos son aquellos que permiten el libre intercambio de
materia y de energía con el medio circundante:
Por ejemplo, si se considera como sistema material, un recipiente
destapado conteniendo agua en ebullición; las moléculas de vapor de agua que
escapan hacia el medio circundante constituyen una transferencia de masa. A
su vez estas moléculas calientan el medio por transferencia de energía. A su
vez, algunas moléculas del vapor de agua pueden retornar desde el medio
circundante a la superficie del líquido (transferencia de materia) y enfriarlo
(transferencia de energía). Además ocurre una transferencia de energía por
difusión de calor entre el medio circundante y el sistema material, a través de
las paredes del recipiente.
SISTEMAS CERRADOS
En los sistemas cerrados solamente es posible el intercambio de
energía con el medio circundante.
SISTEMA ABIERTO
MATERIA Y ENERGÍA
MATERIA Y ENERGÍA
Medio Circundante
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
20
Si el recipiente con agua caliente del ejemplo anterior es cerrado
herméticamente, sería imposible la transferencia de moléculas de agua entre
el sistema y el medio circundante y no habría intercambio de materia; pero sí
habría intercambio de energía entre el sistema y el medio.
SISTEMAS AISLADOS
En los sistemas aislados no existe intercambio de masa ni de energía
con el medio circundante.
Se trata de sistemas ideales porque en la práctica es imposible lograr
sistemas aislados perfectos. En el mejor de los casos se puede evitar la
transferencia de masa y minimizar la transferencia de energía. Un ejemplo
cotidiano de un sistema aislado lo constituye en termo cerrado conteniendo
agua caliente.
2.- Teniendo en cuenta la distribución de las propiedades intensivas dentro del
sistema, se clasifican en sistemas homogéneos y sistemas heterogéneos.
SISTEMAS HOMOGÉNEOS
Los sistemas homogéneos presentan iguales propiedades intensivas
en todos sus puntos. Es decir, que muestras extraídas de distintos sectores de
un sistema material tendrán los mismos valores en sus propiedades intensivas
(punto de fusión, punto de ebullición, densidad, viscosidad, etc.). Las
sustancias puras y las soluciones o disoluciones, son sistemas materiales
homogéneos. Se define componente a cada una de las sustancias puras que
forman un sistema material. Así, las sustancias puras son sistemas materiales
homogéneos de un solo componente; mientras que las soluciones son sistemas
SISTEMA CERRADO
ENERGÍA ENERGÍA
Medio Circundante
SISTEMA AISLADO
Medio Circundante
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
21
materiales de dos o más componentes y de composición variable. Algunos
autores denominan a las soluciones mezclas homogéneas.
Para separar los componentes de una solución se utilizan los métodos
de fraccionamiento de fase (cristalización y destilación).
SISTEMAS HETEROGÉNEOS
En los sistemas heterogéneos las propiedades intensivas varían al
menos en dos puntos del mismo. A cada una de las partes homogéneas de un
sistema heterogéneo que está en contacto con otra parte del sistema a través de
límites bien definidos, se denomina fase. El límite entre dos fases, recibe el
nombre de interfase. Las fases de un sistema heterogéneo pueden ser
separadas por métodos de separación de fases (procedimientos físicos simples,
como por ejemplos: filtración, decantación, tamizado, etc.).
En el esquema siguiente se muestra el camino a seguir para separar
los componentes de un sistema material heterogéneo
Los sistemas heterogéneos pueden ser clasificados en sistemas
heterogéneos groseros y sistemas heterogéneos finos o dispersiones. A
su vez las dispersiones se clasifican en dispersiones gruesas, dispersiones
finas y dispersiones coloidales. Finalmente las dispersiones finas se
clasifican en emulsiones, suspensiones, nieblas y humos.
SISTEMA HETEROGÉNEO (2 o más fases)
Métodos de Separacion de Fases SUSTANCIAS PURAS
SOLUCIONES
Métodos de Fraccionamiento
de una fase
SUSTANCIAS PURAS
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
22
ESQUEMA GENERAL UNIVERSO: MATERIA – ENERGÍA. SISTEMAS MATERIALES
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
No faccionables por Métodos deFraccionamiento de fase
E = m. c2
UNIVERSO
MATERIA ENERGÍA
SISTEMAS MATERIALES ABIERTOS CERRADOS AISLADOS
Masa, peso, inercia, etc.
Capacidad para producir trabajo
SUSTANCIAS COMPUESTAS
SUSTANCIAS SIMPLES O
ELEMENTALES
ELEMENTO QUÍMICO
Isótopos
HOMOGÉNEOS (Propiedades intensivas iguales en todos los puntos del sistema)
HOMOGÉNEOS HETEROGÉNEOS
HETEROGÉNEOS (Propiedades intensivas diferentes
en al menos dos puntos del sistema)
DISPERSIONESGRUESAS
Visibles a
simple vista (Ej. Talco y agua)
DISPERSIONES COLOIDALES
Visibles al
ultramicrooscopio(Ej. Gelatina en
agua)
EMULSIONES Líquido en líquido
SUSPENSIONES Sólido en líquido
NIEBLAS Líquido en gas
HUMOS Sólido en gas
DISPERSIONES FINAS
Visibles al
microoscopio
PLANETA TIERRA
Métodos de Separacion de Fases
SUSTANCIAS PURAS
SOLUCIONES HETEROGÉNEOS
GROSEROS (Ej. Piedras y agua)
Fraccionables por Métodos deFraccionamiento de fase
HETEROGÉNEOS FINOS O DISPERSIONES
HETEROGÉNEAS
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
23
CÁPITULO 2 ESTUDIO DE LOS SISTEMAS MATERIALES
Guía de estudio
1.- ¿Qué significa describir una propiedad de la materia?. 2.- ¿Qué entiende por composición de un sistema material?. 3.- Definir componente de un sistema material. Dar ejemplo. 4.- ¿Qué es una propiedad química de la materia?. Dar ejemplos. 5.- ¿Qué es una propiedad física de la materia?. Dar ejemplos. 6.- ¿Cuándo una propiedad de la materia es extensiva?. Dar ejemplos. 7.- ¿Cuándo una propiedad de la materia es intensiva?. Dar ejemplos. 8.- ¿Cuáles son los estados de agregación en que se encuentra la materia?. 9.- Describir las propiedades generales de cada estado de agregación de la
materia en cuanto a forma y volumen propios, grados de libertad de las partículas, fuerzas de cohesión vs fuerzas de repulsión y compresibilidad.
10.- Definiciones de fusión y de punto de fusión. 11.- Definición de solidificación. 12.- Definiciones de vaporización, evaporación, ebullición y punto de ebullición. 13.- Definición de licuación. 14.- Definición de volatilización. 15.- Definición de sublimación. 16.- ¿Qué es un sistema material abierto?. Dar ejemplos. 17.- ¿Qué es un sistema material cerrado?. Dar ejemplos. 18.- ¿Qué es un sistema material aislado?. Dar ejemplos. 19.- Definir sistema material homogéneo. 20.- Clasificar los sistemas materiales homogéneos. 21.- Definiciones de sustancia pura y de solución. 22.- Definiciones de fase y de interfase. 23.- Definir sistema material heterogéneo. 24.- Clasificar los sistemas materiales heterogéneos. 25.- Definición de sistema heterogéneo grosero. Ejemplos. 26.- Definición de sistema heterogéneo fino. Clasificación y Ejemplos.
Actividades
1.- Se determinaron las siguientes propiedades de un sistema material constituido por un trozo de metal con la finalidad de caracterizarlo:
a) Posee color dorado, brillo metálico y se raya fácilmente con una aguja
de acero. b) Es sólido a temperatura ambiente, pasa del estado sólido al estado
líquido a una temperatura de 1064°C y del estado líquido al estado vapor a una temperatura de 2970°C.
c) No es afectado por el aire, el agua, ni por la mayoría de los disolventes d) Es muy buen conductor del calor y de la electricidad. e) No es afectado por soluciones acuosas de ácido clorhídrico, de ácido
nítrico, ni de ácido sulfúrico por separado, ya sea en frío o en caliente. f) Se disuelve cuando se introduce durante cierto tiempo en una solución
acuosa de agua regia (mezcla de ácido clorhídrico y ácido nítrico concentrados).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
24
g) Tiene una densidad relativa respecto del agua de 19,3 g/cm3. Preguntas:
a) ¿Cuáles de estas propiedades son físicas y cuales son químicas?. b) ¿Cuál es el punto de fusión del metal?. c) ¿Cuál es el punto de ebullición del metal?. d) ¿Cuáles de estas propiedades son extensivas y cuales son intensivas?.
¿Tendría sentido estudiar propiedades extensivas para caracterizar este u otro sistema material?. Justifique.
e) ¿De qué sustancia se trata? (Responder esta pregunta buscando información orientado por el profesor).
f) ¿Es una sustancia pura o una mezcla?. g) ¿Es un sistema homogéneo o heterogéneo?. Justificar. h) El sistema material formado cuando se determina la propiedad f): ¿Es
homogéneo o heterogéneo?. ¿Subclasificación?. ¿Cuántos componentes tiene y cuales son?. ¿Cuántas fases tiene?.
i) El sistema material formado cuando se determina la propiedad e) usando alguno de los ácidos, por ejemplo ácido clorhídrico: ¿Es homogéneo o heterogéneo?. ¿Subclasificación?. ¿Cuántos componentes tiene y cuáles son?. ¿Cuántas fases tiene y cuáles son?.
Respuestas: a) son propiedades físicas las determinadas en los ítems: a), b), d) y g) y son propiedades químicas las determinadas en los ítems: c), e) y f) - b) el punto de fusión del metal es 1064°C - c) el punto de ebullición del metal es 2970°C - d) son todas propiedades intensivas porque no dependen de la cantidad de muestra empleada para determinarla. Las propiedades extensivas no sirven para caracterizar un sistema material - e) ...responder con ayuda del profesor - f) es una sustancia pura - g) es un sistema homogéneo porque tiene iguales propiedades intensivas en todas sus partes (un sistema formado por una sustancia pura siempre es un sistema homogéneo) - h) es un sistema homogéneo. Una solución líquida. Tiene 4 componentes o sustancias puras: el metal, el agua, el ácido clorhídrico y el ácido nítrico. Tiene una sola fase, como cualquier sistema homogéneo - i) es un sistema heterogéneo. Grosero. Tiene 3 componentes: el metal, el agua y el ácido clorhídrico. Tiene 2 fases: una fase sólida cuyo único componente es el metal y una fase líquida que es la solución acuosa de ácido clorhídrico.
2.- Indicar cuáles de las siguientes aseveraciones describen propiedades físicas de un sistema material y cuáles describen propiedades químicas:
a) El gas oxígeno es necesario para la combustión de la materia orgánica. b) El azúcar es un sólido blanco que tiene sabor dulce. c) El agua hierve a 100°C a nivel del mar. d) Un trozo de plomo es más “pesado” que un trozo del mismo tamaño de
aluminio. e) Se enciende la hornalla de la cocina usando un fósforo. f) Una varilla de hierro se oxida por la humedad ambiente. g) Cuando se calienta una determinada cantidad de líquido aumenta su
volumen. h) Un cubito de hielo se disuelve en un vaso con gaseosa.
Respuestas: describen propiedades físicas las aseveraciones: b), c), d), g) y h) y describen propiedades químicas las aseveraciones: a), e) y f)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
25
3.- Dado los siguientes sistemas materiales, discutir cuáles son homogéneos y cuáles son heterogéneos:
a) Aire puro b) Agua potable c) Leche d) Carbón y kerosene e) Agua y aceite f) Azúcar, agua y carbón g) Agua, hielo y sal de mesa h) Agua y alcohol
Respuestas: son sistemas homogéneos: a), b), d) y h) y son sistemas heterogéneos: c), e), f), y g) 4.- Para los sistemas materiales heterogéneos del ejercicio 3. Diga cuántas fases tiene cada uno de ellos y cuáles son: Respuestas: a) tiene dos fases, una fase de partículas sólidas en suspensión (glóbulos de grasa) y una fase líquida correspondiente a una solución acuosa (que contiene lactosa, caseína, calcio, fósforo, cloro, sodio, potasio y azufre) – e) tiene dos fases líquidas inmiscibles, una fase líquida es el agua y la otra fase líquida es el aceite, que es una solución de varios compuestos orgánicos (ésteres de ácidos grasos con la glicerina) – f) tiene dos fases, una fase líquida que es la solución de azúcar en agua y una fase sólida que es el carbón que flota en la superficie líquida - g) tiene dos fases, una fase líquida que es la solución de sal en agua y una fase sólida que es el hielo que flota. 5.- ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles son incorrectas?. Justificar.
a) Un sistema material de un solo componente es siempre homogéneo. b) Un sistema material de dos o más componentes puede ser homogéneo o
heterogéneo. c) Las soluciones son sistemas homogéneos de uno o más componentes. d) Cualquier sistema material de dos o más componentes líquidos debe ser
homogéneo. e) Cualquier sistema material de dos o más componentes gaseosos debe
ser homogéneo. f) Cualquier sistema material formado por un solo componente es una
sustancia pura y puede ser homogéneo o heterogéneo.
Respuestas: a) afirmación incorrecta: existen sistemas heterogéneos de un solo componente (ejemplo: hielo que se derrite) – b) afirmación correcta: las soluciones son sistemas materiales homogéneos formados por dos o más componentes (ejemplo: el agua potable es una solución acuosa que contiene varias sales disueltas); mientras que una mezcla de agua, aceite y carbón es un sistema heterogéneo de dos o más componentes – c) afirmación incorrecta: una solución es una mezcla homogénea y por lo tanto debe haber como mínimo dos componentes – d) afirmación incorrecta: los líquidos inmiscibles forman sistemas heterogéneos (ejemplo: agua y aceite) – e) afirmación correcta: todos los gases son miscibles entre sí y forman soluciones gaseosas – f) afirmación correcta: un componente es una única sustancia pura aún cuando pueda encontrarse en un determinado estado de agregación (sistema homogéneo) o en una mezcla de distintos estados de agregación (sistema heterogéneo, como por ejemplo: agua, hielo, vapor de agua).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
26
6.- En un recipiente a temperatura ambiente se mezclan 2 cubitos de hielo, un litro de agua, una cucharada de sal y una cucharada de azúcar. Considerando que el sistema material es el contenido del recipiente, responder y justificar:
a) ¿Es un sistema homogéneo o heterogéneo?. b) ¿Cuántas fases tiene el sistema, cuáles son y qué componentes hay en
cada una de ellas?. c) ¿Hay interfases, cuántas y cuáles son?. d) ¿La densidad es la misma en cualquier porción del sistema que se tome
como muestra?. e) ¿Qué ocurre con el sistema transcurrido un tiempo de dos horas?.
Responda ahora las cuatro preguntas anteriores.
Respuestas: a) heterogéneo – b) dos fases: una fase sólida correspondiente a los cubitos de hielo, cuyo componente es el agua y una fase líquida correspondiente a la solución acuosa de sal y azúcar, que contiene tres componentes: agua, sal y azúcar – c) si hay dos interfases sólido/líquido que son las superficies de contacto de los dos cubitos de hielo con la solución – d) no, porque la densidad del hielo es menor que la densidad de la solución acuosa – e) los cubitos de hielo se derriten, el sistema se transforma en homogéneo, tiene una sola fase: la solución acuosa de sal y azúcar cuyos componentes son el agua, la sal y el azúcar, no hay interfase y la densidad es la misma en cualquier porción del sistema que se tome como muestra. 7.- Se determinaron las siguientes propiedades de un trozo de hierro: masa: 40 g; volumen: 5,13 cm3; densidad: 4,8 g/cm3; color: gris brillante; punto de fusión: 1535°C; insoluble en agua; se oxida en presencia de aire húmedo. Indicar cuáles de estas propiedades son intensivas y cuales extensivas. Cuáles son propiedades físicas y cuáles con propiedades químicas. Respuestas: propiedades intensivas: densidad, color, insoluble en agua, se oxida en presencia de aire húmedo. Propiedades extensivas: masa, volumen. Propiedades físicas: masa, volumen, densidad, color, punto de fusión. Propiedades químicas: insoluble en agua, se oxida en presencia de aire húmedo. 7.- Dar ejemplos de:
a) Un sistema material de tres fases y un componente b) Un sistema material de una fase y tres componentes c) Un sistema materia de tres fases y tres componentes d) Un sistema material de dos fases sólidas y una fase líquida e) Un sistema material de una sola fase y un componente f) Un sistema material de una sola fase y cuatro componentes g) Un sistema material de dos fases, dos interfases y un componente
8.- Dado un sistema material constituido por: agua, sal de mesa disuelta y arena. Explicar como haría para separar los componentes. Respuestas: la arena se puede separar por un método de separación de fases como sería una filtración con papel de filtro. Posteriormente la sal de mesa disuelta en el agua se puede separar por un método de fraccionamiento de fase como por ejemplo una destilación de la solución.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
27
CAPÍTULO 3
LA MATERIA Y LA QUÍMICA
LA MATERIA, LA QUÍMICA Y EL HOMBRE
Como se vio en Capítulo 2, la Química, es una ciencia que estudia la
composición y la estructura de la materia; así como las interacciones entre las
sustancias y las transformaciones provocadas sobre ellas cuando se les
suministra o se les quita energía en cualquiera de sus formas.
El desarrollo tecnológico es el principal responsable de las importantes
mejoras logradas en la calidad de vida de los hombres. Los electrodomésticos,
las computadoras y los automóviles son ejemplos cotidianos al respecto. Para
llegar a estos productos ha sido necesario aplicar tecnología sobre los
materiales que provee la naturaleza.
En la mayoría de los procesos tecnológicos, los materiales básicos o
materia prima, deben ser sometidos a transformaciones químicas antes llegar
al producto final. Por ejemplo la pantalla de un monitor de PC o de un
televisor es un tubo de vidrio que se obtiene a partir de una sustancia
química: el silicato de sodio; que se encuentra en la naturaleza asociada a
otras sustancias formando minerales, o que se obtiene por síntesis (mediante
reacción química) a partir de otros silicatos. En cualquier caso el silicato de
sodio es fundido a elevadas temperaturas y adecuadamente tratado para darle
forma y demás características requeridas. La superficie interior de la pantalla
de vidrio es recubierta con una sustancia ópticamente activa. La carcasa
“plástica” que recubre el monitor o el televisor, también proviene del
tratamiento de materias primas que han sido químicamente transformadas
antes de alcanzar su condición de producto final.
Se podría afirmar sin temor a equivocación que todos los procesos
tecnológicos, en por lo menos una de las etapas, requiere del tratamiento
químico de materiales.
La química también cumple un rol esencial en el normal
funcionamiento del organismo humano, en la medicina y en la industria
farmacéutica. Todos los procesos fisiológicos involucran transformaciones
químicas, y para actuar sobre ellos es necesario conocerlos profundamente.
Las enfermedades están asociadas a alteraciones físicas y/o químicas de los
procesos fisiológicos normales. Para que los tratamientos médicos sean
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
28
efectivos, reduciendo al máximo los efectos no deseados, es indispensable el
conocimiento detallado de los fenómenos físicos y químicos que ocurren.
En la actualidad la industria farmacéutica provee un arsenal de
medicamentos cada vez más específicos para el tratamiento de las
enfermedades. Los medicamentos son sustancias que tienen alguna acción
química específica para tratar una enfermedad. En este sentido cabe destacar
a las vacunas y los antibióticos, sustancias químicas usadas para prevenir y
curar enfermedades infecciosas que hasta hace algunas décadas provocaban
estragos en las vidas humanas. Actualmente los químicos, bioquímicos y
farmacéuticos investigan fármacos específicos y potentes para tratar las
enfermedades.
El éxito en los transplantes de órganos ha sido posible entre otros
factores por el uso de la anestesia que permite realizar cirugías indoloras y el
desarrollo de fármacos capaces de disminuir el rechazo de los órganos
transplantados. En ambos casos se trata de la acción de sustancias químicas
sobre el organismo humano.
La terapia genética de las enfermedades promete ser la próxima
revolución en la medicina, y en ella la química también juega un rol
fundamental. Estas terapias consisten básicamente en introducir genes sanos
previamente seleccionados en las células enfermas del paciente con la
finalidad de recomponer el gen deteriorado y aliviar o curar la enfermedad.
Padecimientos como el cáncer, la artritis, el SIDA, la diabetes, las
enfermedades cardiovasculares, etc., tienen su origen en alteraciones
genéticas y pueden ser tratadas a través de estas terapias. Para aplicar estos
métodos los especialistas requieren de un sólido conocimiento de las
propiedades químicas de las sustancias involucradas.
Las actuales fuentes de energía (leña, gas, combustibles líquidos,
hulla, uranio, etc.) provienen de recursos naturales no renovables, muchos de
los cuales están en vías de agotamiento y cuyos residuos de combustión son
contaminantes del medio ambiente. Sin embargo se encuentran en estudio
como alternativas no contaminantes otras formas químicas de obtener energía.
Por ejemplo, se está investigando el uso de la luz solar para obtener hidrógeno
a partir de agua, que introducido en una celda combustible permite generar
una corriente eléctrica. Otra alternativa muy eficiente sobre que la que se está
investigando es la obtención de biocombustibles a partir de vegetales.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
29
La química ha cumplido un rol fundamental en la producción agrícola
para la alimentación humana y la ganadería. El rápido crecimiento de la
población mundial de los últimos años ha obligado a multiplicar la producción
del agro. Ello ha sido posible fundamentalmente por el desarrollo de
sustancias químicas: los fertilizantes usados para la recuperación de los
suelos, los insecticidas y fungicidas útiles para combatir insectos y hongos de
los cultivos, los plaguicidas empleados para combatir plagas de los vegetales y
los herbicidas usados para combatir las malezas que compiten con los cultivos
por los nutrientes de los suelos. Los químicos investigan permanentemente
sobre alternativas más eficientes y menos contaminantes.
Actualmente en el mercado existen muchos alimentos provenientes de
productos agrícolas genéticamente tratados, que se los identifica como
“transgénicos”. Sin embargo, debido a que se trata de desarrollos recientes, no
se precisan o se desconocen los efectos no deseados que estos alimentos
pueden ocasionar en la salud humana.
Para el estudio de disciplinas de las ciencias naturales, tales como
física, geología, biología, medicina, farmacia, bioquímica, et., se requiere de
conocimientos básicos de química Por esta razón se considera a la química
como una ciencia central.
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
La materia está formada por partículas microscópicas o
submicroscópicas. De ellas, son de interés para el químico los átomos, las
moléculas, los iones y solamente tres de las más de treinta partículas
subatómicas actualmente conocidas: el electrón, el protón y el neutrón. En
adelante, con el nombre de partículas se hará referencia a moléculas, átomos o
iones y llamaremos “partículas elementales” a las partículas subatómicas.
ÁTOMO
Actualmente se define átomo como la menor porción de materia
eléctricamente neutra que puede reaccionar químicamente y que es la unidad
básica de los elementos químicos y de las sustancias elementales. Las
partículas subatómicas son porciones de materia más pequeñas que el átomo,
sin embargo no reaccionan químicamente. Las moléculas son eléctricamente
neutras, pueden reaccionar químicamente, pero son porciones de materia
mayores que el átomo o excepcionalmente iguales (cuando la molécula es un
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
30
átomo, por ejemplo en los gases nobles). Los iones pueden reaccionar
químicamente, en algunos casos pueden tener masas ligeramente inferiores al
átomo del que proviene por pérdida de uno o más electrones (iones
monoatómicos positivos), pero siempre tienen carga eléctrica (positiva o
negativa).
Cada clase de átomo se identifica mediante el símbolo y el nombre del
elemento al que pertenece. Referirse al átomo o átomos de un elemento es
equivalente a referirse a un isótopo o a los isótopos de dicho elemento. Por
ejemplo el elemento hidrógeno se representa con la letra H y los isótopos de
hidrógeno también se representan con la letra H.
Para el químico la letra H significa que se trata del elemento hidrógeno
y representa un átomo del mismo. Pero este elemento está formado por tres
clases de átomos (o isótopos): protio: 99,385 %; deuterio y tritio que completan
el 100% y por lo tanto el símbolo H hace referencia al conjunto de átomos o
isótopos que constituye el elemento hidrógeno.
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Hasta fines del siglo XIX prevaleció la teoría de que la materia estaba
formada por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos (cuyo tamaño
es del orden de los 10-12cm = 0,000000000001 cm). Se consideraba el átomo
como la unidad estructural de la materia, que no podía ser dividido en otras
partículas más pequeñas. Sin embargo a partir la última década del siglo XIX
hasta la fecha se ha demostrado la existencia de más de treinta partículas
subatómicas elementales. De ellas, las más importantes para explicar la
estructura del átomo desde el punto de vista químico son tres: el protón, el
electrón y el neutrón.
El protón es una partícula subatómica que tiene una unidad de masa
atómica (UMA) y una unidad de carga eléctrica positiva. Se simboliza: +1p1.
El electrón es una partícula subatómica que tiene una masa
aproximadamente 1840 veces menor que la masa del protón (por ello su aporte
a la masa del átomo es despreciable) y posee una unidad de carga eléctrica
negativa. Se simboliza: -1e0.
El neutrón es una partícula subatómica que tiene una UMA y es
eléctricamente neutra. Se simboliza: 0n1.
A principios del siglo XX las experiencias de Rutherford y Chadwick
permitieron establecer la distribución de las partículas subatómicas en la
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
31
estructura del átomo. Así, se considera el átomo como una esfera
prácticamente vacía, constituido por un núcleo esférico central que tiene un
diámetro aproximadamente 10.000 veces más pequeño que el diámetro del
átomo y donde se encuentran los protones y los neutrones y prácticamente toda
la masa del átomo (ya que la masa aportada por los electrones es
despreciable). Los electrones se ubican en la nube electrónica, que es el
espacio entre el núcleo y la superficie externa del átomo.
Estructura del átomo
Las propiedades físicas de la materia dependen de la masa de los
átomos que la constituyen (y por lo tanto de los núcleos de los átomos). Por
ejemplos, el punto de fusión, el punto de ebullición y la densidad, son
propiedades físicas de una sustancia directamente relacionadas con la masa
de los átomos que la forman. En general se cumple que a mayor masa nuclear
mayores son las magnitudes de estas propiedades.
Las propiedades químicas de la materia dependen de los electrones
externos de los átomos que la constituyen. Porque a ese nivel ocurren las
interacciones que conducen a la ruptura y/o formación de enlaces entre ellos,
como veremos en el capítulo 6.
La distribución de los electrones en la nube electrónica no es
arbitraria o al azar, sino respetando leyes eléctricas y magnéticas. El
desarrollo de la Teoría Mecanocuántica a principios del siglo XX permitió
establecer los lugares donde podía encontrarse el único electrón del átomo de
hidrógeno. Estos lugares permitidos reciben el nombre de niveles de energía
que se identifican con un número entero n = 1, 2, 3, 4,.....∞; y se refieren a la
energía cinética del electrón, que aumenta a medida que se aleja del núcleo,
porque va disminuyendo el efecto de atracción eléctrica entre ellos. Por la
Nube electrónica (Electrones)
Núcleo
Protón
Neutrón
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
32
misma razón la separación entre los niveles de energía va disminuyendo a
mayores distancias del núcleo.
Niveles de energía permitidos para el electrón del átomo de hidrógeno
Para cada nivel de energía el electrón puede moverse en determinadas
zonas permitidas, llamadas orbitales atómicos. Se define orbital atómico como
la región del espacio que rodea al núcleo donde es probable encontrar el
electrón. A medida que nos alejamos del núcleo, aumenta el espacio disponible
y en consecuencia es posible encontrar mayor número de orbitales y por lo
tanto de electrones. En general el número de orbitales por cada nivel de
energía está dado por n2. En el primer nivel de energía (n=1), por lo tanto 12=1:
existe un solo orbital. Para el segundo nivel de energía (n=2), en consecuencia
22=4: existen cuatro orbitales. Y así sucesivamente para el resto de los niveles
de energía.
En el átomo de hidrógeno todos los orbitales de un mismo nivel de
energía son degenerados (tienen la misma energía).
En los átomos polielectrónicos la repulsión entre los electrones, hace
que se produzca un desdoblamiento de la energía en cada nivel, dando origen
a los subniveles de energía. La degeneración ya no ocurre en un nivel de
energía sino en los subniveles que tienen más de un orbital. Según el
Principio de Exclusión de Pauli cada orbital solo puede ser ocupado por dos
electrones, a condición de que giren sobre su propio eje en sentidos contrarios,
porque se genera una atracción magnética que compensa la repulsión
eléctrica. El giro del electrón sobre su propio eje se llama “spin”.
Por otra parte y de acuerdo a la Regla de Hund, en un subnivel con
orbitales degenerados, se debe ir llenando cada orbital con un solo electrón y
n=1 2 3 4 5 6 ....
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
33
con el mismo “spin”; si aún restan electrones se ubicarán apareando a los
primeros (con “spin” opuesto) hasta completar con dos electrones cada orbital.
Si n2 es el número de orbitales por cada nivel de energía, y
considerando que por cada orbital solo pueden entrar dos electrones, el
número total de electrones en un determinado nivel de energía será: 2 n2. En
el nivel n=1 hay un solo orbital y podrán entrar hasta dos electrones, en el
nivel n=2 hay tres orbitales y podrán entrar hasta ocho electrones, en el nivel
n=3 hay nueve orbitales y podrán entrar hasta 18 electrones, etc.
En los átomos polielectrónicos, los electrones se distribuyen ocupando
orbitales, siguiendo un orden de menor a mayor nivel de energía, cumpliendo
con el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund. Esta distribución
permite obtener la configuración electrónica de los átomos. Se llama
configuración electrónica externa, a la parte de la configuración electrónica
de un átomo correspondiente a los electrones involucrados en las uniones
químicas y responsable de las propiedades químicas de los elementos.
Si bien el nivel de este curso no da para profundizar en el estudio de
las configuraciones electrónicas de los átomos, es necesario realizar una breve
introducción del tema con la finalidad de que el estudiante pueda tener al
menos una idea básica de la distribución de los electrones en los átomos.
ELEMENTO QUÍMICO
Se define elemento o más propiamente elemento químico, al material
formado por especies químicas (átomo o ion) que tienen el mismo número
atómico, es decir que tienen el mismo número de protones en el núcleo.
Cada elemento químico tiene un número atómico (Z) único, que
permite identificarlo unívocamente. En la tabla periódica los elementos se
ordenan de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, sobre la base de su
número atómico creciente (Capítulo 5 – página 55).
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo
número de protones y de electrones y que se diferencian en el número de
neutrones. Cada isótopo se caracteriza por el símbolo del elemento al que
pertenece, al que se le asigna un superíndice numérico que indica su número
másico (A), que es la suma de los protones y los neutrones, y con un
subíndice numérico que indica su número atómico (Z).
Para un elemento X, los isótopos que lo forman se simbolizan en
general: ZXA, donde A = Z + N , por lo tanto Z = A – N y N= A – Z
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
34
Por ejemplo el elemento oxígeno, que se simboliza con la letra O y se
identifica por su número atómico Z=8, está formado por tres isótopos: uno de
número másico A=16 cuya abundancia relativa porcentual es del 99,759 %,
otro de A=17 y de abundancia relativa porcentual 0,037 % y el tercero de
A=18 con una abundancia relativa porcentual de 0,204 %.
Isótopo ZXA
Abundancia relativa %
Número atómico(Z)
Número Másico(A)
Número de neutrones (N=A-Z)
8O16 99,759 8 16 8
8O17 0,037 8 17 9
8O18 0,204 8 18 10
MASAS ATÓMICAS
MASA ATÓMICA REAL O PESO ATÓMICO REAL (del orden de 10-23 gramos)
Es la masa real de cada átomo expresada en gramos.
Si se tiene en cuenta que el diámetro promedio de los átomos oscila
entre 1 y 2 Å (1 Å = 10-8 cm = 10-10 m) es posible imaginarse que su masa es
extremadamente pequeña. De hecho la masa real de los átomos es del orden
de n.10-23 gramos, es decir 0,0000000000000000000000n gramos (donde n es
un número mayor que cero). Las balanzas de mayor precisión con las que se
cuenta en la actualidad permiten medir masas de hasta 10-6 gramos, por lo
que la masa de un átomo no puede ser medida directamente mediante una
balanza. Sin embargo, es posible determinarlas usando un instrumento
llamado espectrómetro de masas.
Hablar de las masas atómicas reales es hacer referencia a las masas
reales de los isótopos que constituyen un elemento. Por ejemplo la masa real
del isótopo C12 determinada con un espectrómetro de masas es de 1,99.10-23
gramos.
Las masas reales de los átomos son de mayor interés para los físicos
que para los químicos.
MASA ATÓMICA RELATIVA O PESO ATÓMICO RELATIVO (en números de UMA)
La masa atómica relativa expresa cuántas veces es mayor la masa real
de un átomo respecto de una unidad tomada como referencia: la UMA.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
35
UMA es la sigla de Unidad de Masa Atómica y se define como la
doceava parte de la masa real del isótopo C12. Se toma este átomo como
referencia por ser un isótopo natural estable y abundante en la naturaleza.
Cuando se divide la masa real de este isótopo por 12 se obtiene la masa de la
UMA:
Cuando la masa real de cada átomo o isótopo (determinada mediante
el espectrómetro de masas) se divide por la masa de una UMA (1,66.10-24
gramos), se obtiene la masa atómica relativa expresada en números de UMA.
Las masas atómicas relativas de los isótopos de cada elemento
expresadas en números de UMA junto con la abundancia relativa porcentual
de cada de uno de ellos, es la información necesaria para determinar la masa
atómica o peso atómico del elemento; dato registrado en la tabla periódica,
ampliamente usado por los químicos.
MASA ATÓMICA RELATIVA O PESO ATÓMICO RELATIVO DEL ELEMENTO (PA) (Adimensional – dato registrado en la Tabla Periódica de los Elementos)
La masa atómica relativa del elemento es el promedio de las masas
atómicas relativas de los isótopos naturales que forman un elemento teniendo
en cuenta su abundancia relativa.
Ejemplo para el elemento oxígeno:
Isótopos naturales del elemento oxígeno
Masa atómica relativa (número de UMA)
Abundancia relativa porcentual
8O16 15,995 99,759 %
8O 17 16,991 0,037 %
8O18 17,991 0,204 %
PA = 100
)204,0991,17()037,0991,16()759,99995,15( xxx ++ = 15,999
Masa del isótopo C12 =
1,99.10-23gramos
12 12 = 1,66.10-24 gramos 1 UMA =
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
36
El peso atómico relativo (o masa atómica relativa) del elemento oxígeno
es 15,999 (número adimensional, porque no tiene unidad). Este es el dato de
peso atómico (PA) que se encuentra en la tabla periódica para este elemento.
Del mismo modo se determina el peso atómico relativo de todos los
elementos químicos conocidos hasta el momento.
MASA MOLAR ATÓMICA O PESO ATÓMICO GRAMO O ÁTOMO-GRAMO DEL
ELEMENTO
Es el peso atómico relativo del elemento al que se le asigna la unidad
gramo.
Esta masa corresponde a un mol de átomos, por lo que debe ser
expresada en unidades de gramos/mol (ver Capítulo 4 – página 47). Por
ejemplo, en la tabla periódica, se encuentra para el elemento oxígeno un valor
de peso atómico relativo de 15,999. A este valor se le asigna la unidad
gramo/mol para obtener su peso atómico gramo o átomo-gramo = 15,999
g/mol.
Siguiendo este procedimiento se obtiene el peso atómico gramo del
resto de los elementos químicos.
Los pesos atómicos gramo o átomos-gramo de los elementos se usan
para determinar los pesos moleculares de las sustancias y para los cálculos
estequiométricos (ver Capítulo 16 – página 166).
MOLÉCULA
Se define molécula como la porción más pequeña de una sustancia
química que mantiene todas las propiedades de la misma y que es
eléctricamente neutra.
La molécula puede estar formada por la unión química de átomos
iguales o diferentes, por lo que su masa siempre será mayor que la masa de
cualquiera de los átomos que la constituyen (excepto para moléculas
monoatómicas como ocurre con los gases nobles en que la masa de la
molécula es igual a la masa del átomo).
Cada clase de molécula se identifica con el nombre de la sustancia
que representa y por su fórmula química (que contiene los símbolos de las
clases de átomos que la forman y el número de cada clase de átomo indicado
con un subíndice numérico).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
37
Las nomenclaturas de las sustancias químicas se verán en detalle
para las sustancias inorgánicas desde el Capítulo 8 al Capítulo 12 inclusive.
Ejemplos:
1.- El agua es una sustancia química. La molécula de agua es la
menor porción de esta sustancia que conserva sus propiedades, cuya fórmula
química es: H2O. Es decir que la molécula de agua está formada por dos
átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, unidos químicamente.
2.- El dióxido de carbono es otra sustancia química; la menor porción
de la misma que mantiene las propiedades del todo es la molécula, de fórmula
química: CO2. Está formada por la unión química de dos átomos de oxígeno
con un átomo de carbono.
ATOMICIDAD
Se denomina atomicidad al número total de átomos que forman la
molécula de una sustancia. Para conocer la atomicidad de una sustancia es
necesario conocer la fórmula química de la misma.
La sustancia agua, de fórmula molecular H2O tiene atomicidad 3
porque cada molécula está formada por tres átomos (dos de hidrógeno y uno
de oxígeno). La molécula de dióxido de carbono de fórmula molecular CO2 tiene
atomicidad 3 (dos átomos de oxígeno y un átomo de carbono).
MASAS MOLECULARES
MASA MOLECULAR REAL O PESO MOLECULAR REAL
Es la masa real de una molécula expresada en gramos.
La masa o peso molecular real es la suma de las masas reales de los
átomos que forman la molécula. Existen desde moléculas monoatómicas hasta
macromoléculas formadas por cientos y hasta miles de átomos. Por lo que las
masas o pesos moleculares reales son muy variables, desde el orden de 10-23
gramos en adelante.
MASA MOLECULAR RELATIVA O PESO MOLECULAR RELATIVO
Es un número adimensional que expresa cuántas veces es mayor la
masa de una molécula respecto de la UMA y es igual a la suma de las masas
atómicas relativas de todos los elementos que forman la molécula.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
38
Por ejemplo, la molécula de agua: H2O tiene un peso molecular relativo
de 18,015, que expresa cuantas veces es mayor la masa de esta molécula
respecto de la UMA y que es igual a la suma de los pesos atómicos relativos de
los elementos que forman la molécula (O = 15,999 + H = 1,008 + H= 1,008).
PESO MOLECULAR GRAMO O MOLÉCULA-GRAMO O MASA MOLAR MOLECULAR
Cualquiera de estas denominaciones puede ser usada para expresar lo
que en el lenguaje de los químicos es el “peso molecular”. Se define como la
masa o el peso molecular relativo de la molécula, expresado en gramos.
El “peso molecular” de las sustancias es una información ampliamente
usada por los químicos en los cálculos estequiométricos y resulta de la suma
de los pesos atómicos gramos de todos los elementos que forman la molécula.
Como se verá en el Capítulo 4, esta masa corresponde a un mol de moléculas
(6,022x1023 moléculas) de una sustancia y por esta razón deberá ser
expresada en gramos/mol y también recibe el nombre de masa molar
molecular.
Por ejemplo, la molécula de agua: H2O tiene un peso molecular gramo
de 18,015 gramos/mol, que es el peso molecular relativo expresado en gramos
(correspondiente a un mol de moléculas de agua) e igual a la suma de los
pesos atómicos gramos de los elementos que forman la molécula (O:15,999
g/mol + H:1,008 g/mol + H:1,008 g/mol = 18,015 g/mol).
PASOS PARA OBTENER EL “PESO MOLECULAR” DE UNA SUSTANCIA EN LA
PRÁCTICA
a) Es necesario disponer de la fórmula química de la sustancia, la que indica la
clase y número de cada uno de los elementos que la forman.
b) Se recurre a la tabla periódica para obtener las masas atómicas relativas de
éstos elementos y se les agrega la unidad gramo para transformarlos en sus
respectivos pesos atómicos gramo.
c) Para obtener el peso molecular gramo se suman los pesos atómicos relativos
de estos elementos.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
39
Ejemplo para la sustancia óxido férrico.
a) Su fórmula química es Fe2O3. La misma indica que la molécula tiene dos
átomos de hierro y tres átomos de oxígeno.
b) Se recurre a la tabla periódica para buscar los pesos atómicos relativos de
estos elementos: Fe= 55,847 y O= 15,999 a los que se les asigna la unidad
g/mol para transformarlos en los respectivos pesos atómicos gramos (PAFe=
55,847g/mol y PAO= 15,999g/mol).
c) Se suman los pesos atómicos gramos de todos los elementos que forman la
molécula y se obtiene el peso molecular gramo:
Para Fe: 55,847 g/mol x 2 = 111,694 g/mol
Para O: 15,999 g/mol x 3 = 47,997 g/mol
peso molecular gramo = 159,691 g/mol
ION O ESPECIE IÓNICA
Un Ion es una especie cargada eléctricamente que proviene de un
átomo, o de un conjunto de átomos, o de una molécula, que ha ganado o perdido
electrones.
La carga eléctrica puede ser positiva (por pérdida de uno o más
electrones) o negativa (por ganancia de uno o más electrones). Los iones con
carga eléctrica positiva reciben el nombre de cationes y los iones con carga
eléctrica negativa reciben el nombre de aniones. La pérdida o ganancia de
electrones ocurre respetando ciertas reglas, de modo que la especie iónica
resultante debe ser siempre químicamente más estable que sus precursores
(ver Capítulo 6 – página 69).
Cuando el átomo de un elemento metálico pierde uno o más electrones
da origen a un catión monoatómico, especie química con carga eléctrica
positiva igual al número de electrones que perdió.
El nombre de los cationes es el mismo del elemento metálico del cual
proviene, al que se le antepone la palabra ion. Cuando el elemento metálico
puede formar dos iones: para el de menor carga se usa la terminación oso y
para el de mayor carga se usa la terminación ico.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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En la siguiente tabla se muestran algunos cationes monoatómicos:
Elemento metálico (símbolo)
Nombre del elemento español (latín)
Ion monoatómico (fórmula química)
Nombre del ion
Na sodio (natrium) Na 1+ ion sodio
K potasio (kalium) K 1+ ion potasio
Ca calcio Ca 2+ ion calcio
Mg magnesio Mg 2+ ion magnesio
Al aluminio Al 3+ ion alumnio
Zn zinc Zn 2+ ion zinc
Fe hierro (ferrum) Fe 2+ ion ferroso
Fe hierro (ferrum) Fe 3+ ion férrico
Cuando el átomo de un elemento no metálico gana uno o más electrones
da origen a un anión monoatómico, especie química con carga eléctrica
negativa de magnitud igual al número de electrones ganados. En general, el
nombre de estos aniones deriva del nombre del elemento no metálico, terminado
en uro, al que se le antepone la palabra ion.
En la siguiente tabla se muestran algunos aniones monoatómicos:
Elemento no metálico (símbolo)
Nombre del elemento Español (latín)
Ion monoatómico (fórmula química)
Nombre del ion
Cl cloro Cl 1- ion cloruro
F flúor F 1- ion fluoruro
I iodo I 1- ion ioduro
Br bromo Br1- ion bromuro
S azufre (sulphur) S 2- ion sulfuro
H hidrógeno H 1- ion hidruro
N nitrógeno (nitrum) N 3- ion nitruro
Los iones poliatómicos (conjunto de dos o más átomos con carga
eléctrica) pueden tener diversas procedencias: por pérdida o ganancia de uno o
más electrones de una molécula, por fusión o disolución de oxosales
inorgánicas, etc.
Los aniones poliatómicos son más numerosos que los cationes
poliatómicos y en su mayoría provienen de la fusión o de la disolución acuosa
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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de oxosales inorgánicas. El nombre de estos aniones deriva del nombre de las
oxosales correspondientes.
La siguiente tabla muestra algunos aniones poliatómicos:
Anión poliatómico (fórmula química)
Nombre del ion
CO3 2- carbonato
CO3H 1- bicarbonato
SO3 2- sulfito
SO4 2- sulfato
NO2 1- nitrito
NO3 1- nitrato
ClO31- clorato
HO 1- hidróxido
MnO4 1- permanganato
CN 1- cianuro
SCN 1- sulfocianuro
La pérdida o ganancia de electrones por parte de las especies que
forman iones ocurre con el fin de alcanzar estabilidad química (Capítulo 6 –
página 69). Cuando interaccionan dos especies químicas capaces de formar
iones, el o los electrones que gana la especie que da origen al anión son
transferidos desde la especie que forma el catión. Inmediatamente formados
los iones, de acuerdo a la Ley de Coulomb, estas cargas eléctricas de distintos
signos generan una fuerza de atracción mutua que tiende a mantenerlas
unidas en el espacio, buscando la neutralización eléctrica. Por esta razón en la
naturaleza los iones raramente se encuentran como especies libres.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES CÁPITULO 3 LA MATERIA Y LA QUÍMICA
Guía de estudio
1.- ¿Qué participación tiene la química en los distintos aspectos relacionados
con la calidad de vida del hombre?. 2.- ¿Cuáles son las partículas que constituyen la materia?. 3.- Definir átomo. 4.- Describir la estructura del átomo: partículas subatómicas, propiedades y
distribución de las mismas. 5.- ¿Qué es un elemento químico?. Dar ejemplos. 6.- Concepto de isótopos. Dar ejemplos. 7.- Definir masa o peso atómico real. 8.- Definir masa o peso atómico relativo del átomo. 9.- Definir masa o peso atómico relativo del elemento. 10.- Definir peso atómico gramo del elemento. 11.- Definir molécula. 12.- ¿Cómo se identifica la molécula de una sustancia?. 13.- Definir atomicidad. 14.- Definir masa o peso molecular real. 15.- Definir masa o peso molecular relativo. 16.- Definir peso molecular gramo. 17.- Definir ion o especie iónica. 18.- ¿Qué es un anión?. Dar ejemplos. 19.- ¿Qué es un catión?. Dar ejemplos. 20.- ¿Qué es un ion monoatómico?. Dar ejemplos. 21.- ¿Qué es un ion poliatómico?. Dar ejemplos.
Actividades
1.- Dadas las siguientes partículas, indicar cuál de ellas presenta el siguiente conjunto de propiedades: porción muy pequeña de materia, no tiene carga eléctrica, puede participar de una reacción química, es unidad básica de los elementos químicos.
a) Ion b) Molécula c) Átomo d) Protón e) Electrón f) Neutrón
Respuesta: átomo
2.- Dados los siguientes elementos químicos: H, C, Cl y O. Para cada uno de ellos y con ayuda del profesor, buscar información respecto de cuáles son los isótopos naturales que lo constituyen y en que porcentaje se encuentran.
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Respuestas: H: 1H=99,985% y 2H=0,015% - C: 12C=98,89% y 13C=1,11% - Cl: 35Cl=75,77% y 37Cl=24,23% - O: 16O=99,759%, 17O=0,037% y 18O=0,205%. 3.- La columna de la izquierda contiene una lista de partículas y la columna de la derecha un conjunto de propiedades generales de las mismas. Relacionar mediante flechas a que partícula corresponde cada propiedad general (entiéndase por propiedad general aquella que se manifiesta siempre y es característica de todas las partículas de un mismo tipo). Elemento
Electrón Molécula
Protón
Átomo
Neutrón
Ion
1- Es una partícula subatómica 2- Puede reaccionar químicamente 3- Puede tener carga eléctrica positiva 4- Puede tener carga eléctrica negativa 5- Puede ser eléctricamente neutro 6- Mantiene todas las propiedades de una sustancia 7- Está formada por átomos y/o iones con igual Z 8- Tiene una unidad de carga eléctrica positiva 9- Tiene una unidad de carga eléctrica negativa 10- Tiene masa despreciable 11- Es la unidad básica de los elementos químicos 12- Se encuentra en el núcleo de los átomos 13- Su masa es de 1 UMA 14- No tiene carga eléctrica 15- Es una partícula elemental
Respuestas: Elemento tiene las siguientes propiedades generales: 2, 3, 4, 5 y 7 – Electrón tiene las siguientes propiedades generales: 1, 9, 10 y 15 – Molécula tiene las siguientes propiedades generales: 2, 6 y 14 – Protón tiene las siguientes propiedades generales: 1, 8, 12, 13 y 15 – Átomo tiene las siguientes propiedades generales: 2, 11 y 14 – Neutrón tiene las siguientes propiedades generales: 1, 12, 13, 14 y 15 – Ion tiene las siguientes propiedades generales: 2, 3 y 4. 4.- A partir de la información que le aporta la siguiente tabla:
Especie (átomo o ion) A B C D E F G
Número de protones Número de neutrones Número de electrones
9 9
10
11 12 10
10 10 10
20 24 18
6 6 6
16 16 18
28 32 26
Responder:
a) ¿Cuál o cuáles de estas especies son neutras?. b) ¿Cuál o cuáles estas especies tienen carga eléctrica positiva?. c) ¿Cuál o cuáles de estas especies tiene carga eléctrica negativa?. d) Con la ayuda de la tabla periódica escriba el símbolo correspondiente
de cada átomo o ion.
Respuestas: a) C y E - b) B, D y G - c) A y F – d) A:F1-, B:Na1+, C:Ne. D:Ca2+, E:C, F:S2- y G:Ni2+.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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5.- Dadas las siguientes afirmaciones sobre estructura del átomo, decir cuales son correctas y cuáles con incorrectas. Justificar. Los protones son partículas elementales que se encuentran en el núcleo de los átomos. La suma de los protones y los neutrones de un átomo da su número atómico. La masa de un protón es mucho menor que la masa de un neutrón. Los neutrones se encuentran en la nube electrónica. El núcleo es tan pequeño que aporta una masa despreciable al átomo. El número de electrones de un ion permite deducir de qué elemento se trata. Las propiedades químicas de los átomos dependen de sus electrones externos. El número másico surge de la suma de los protones y neutrones de un átomo. El número de electrones de un átomo permite deducir de qué elemento se trata. Para determinar el número de neutrones de un átomo es necesario conocer el número de protones y el número de electrones que posee. El número de protones de un ion permite saber a que elemento pertenece.
Respuestas: Afirmaciones correctas: a), g), h), i) y k) (analizar respuestas con el profesor del curso).
6.- Completar el siguiente cuadro con ayuda de la tabla periódica de los elementos químicos y discutir con el profesor del curso:
Símbolo elemento
Z Número de electrones
A Número de neutrones
N Número de protones
Símbolo isótopo
K 20 19 N 7 7
Mn 55 30 Ag 61 47 Ne 10 10 P 16 15 29 64 30 35 3 6
7.- Determinar la masa atómica relativa de los siguientes elementos a partir de la siguiente información. Compare con los datos de la tabla periódica. ¿Cuáles son las masas o pesos atómicos gramos de estos elementos?.
Elemento químico Isótopos naturales y abundancia relativa %
cobre 63Cu: 69,1 % y 65Cu: 30,9 % litio 6Li: 7,5 % y 7Li: 92,5 %
boro 10B: 20,0 % y 11B: 80,0 % silicio 28Si: 92,2 %; 29Si: 4,7 % y 30Si: 3,1 % magnesio 24Mg: 78,60 %; 25Mg: 10,11 % y 26Mg: 11,29 %
Respuestas: Cu:63,618 – Li:6,925 – B:10,80 – Si:28,109 – Mg:24,326. Las masas atómicas gramo son los mismos valores a los que se les agrega la unidad g/mol.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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8.- Completar el siguiente cuadro con ayuda de la tabla periódica de los elementos químicos:
Fórmula química Atomicidad Peso molecular gramo
H2O CO2 Al2O3 Ca(NO3)2
Respuestas: H2O: atomicidad 3 y PMgramo 18,016 g/mol - CO2: atomicidad 3 y PMgramo 44,01 g/mol - Al2O3: atomicidad 5 y PMgramo 101,96 g/mol - Ca(NO3)2: atomicidad 9 y PMgramo 164,10 g/mol. 9.- Dados las siguientes especies iónicas, completar el cuadro con el nombre de cada uno de ellas e indicar con una X si se trata de un anión o un catión y si es monoatómico o poliatómico:
Ion Nombre Anión Catión Monoatómico PoliatómicoCa2+ Al3+ Fe2+ Fe3+ Cl1- S2-
CO32-
NO31-
SO42-
HO1-
Respuestas: verificar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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CAPÍTULO 4
DEL MUNDO MICROSCÓPICO DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS AL MUNDO
MACROSCÓPICO DEL LABORATORIO QUÍMICO
INTRODUCCIÓN
Este tema merece un capítulo aparte, no por su extensión, sino porque
es muy importante que se comprenda correctamente como es posible estudiar
en un laboratorio químico, con cantidades macroscópicas, las propiedades de
partículas microscópicas tales como los átomos, las moléculas y los iones.
Las dimensiones de las partículas de la materia (átomos, moléculas o
iones) son extremadamente pequeñas. Recordemos que los diámetros de los
átomos se encuentran en el orden de los Amgströn (siendo 1Å = 10-10 metros) y
que sus masas son del orden 10-23 gramos. Una molécula puede estar formada
por numerosos átomos, pero sus dimensiones serán siempre microscópicas.
Los átomos, las moléculas o los iones no pueden ser estudiados por el
químico en un laboratorio como entidades individuales, ya que el hombre y su
tecnología se desenvuelven en el mundo macroscópico. Resulta necesario usar
metodologías que permitan operar con cantidades macroscópicas, que sean
ciertamente representativas del comportamiento del sistema microscópico en
estudio.
Cuando en el laboratorio se mide una propiedad intensiva de una
sustancia sobre miles de millones de moléculas, ésta tiene igual validez para
cada una de ellas, porque las propiedades intensivas no dependen de la
cantidad de materia. Es decir que estas propiedades serán las mismas para
una sola partícula, como para dos, tres, cientos, miles o millones de ellas. Si
por ejemplo se determina el punto de ebullición del agua a nivel del mar, éste
arrojará el mismo resultado ya sea que se determine para una sola molécula,
como para dos, cien moléculas, o un vaso o un litro de agua. Porque la
molécula es la menor porción de una sustancia que “mantiene las propiedades
del todo”. Lo mismo ocurre con la densidad, el peso específico, el punto de
ebullición el punto de fusión, etc. En estos casos no se especifica la cantidad
de muestra usada para medir la propiedad.
Las propiedades intensivas se miden sobre cantidades macroscópicas,
y los resultados obtenidos son tan válidos como si se hubiesen determinado
sobre una sola partícula.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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Sin embargo existen propiedades de los sistemas materiales que son
extensivas, cuyos valores sí dependen de la cantidad de materia empleada
para su determinación. Por ejemplos, las masas atómicas, las masas
moleculares, el potencial de ionización y la afinidad electrónica de los
elementos, la energía liberada en una reacción química, etc. En estos casos
para que los valores obtenidos sean comparativos, es necesario expresar los
resultados para cantidades de muestras macroscópicas equivalentes.
MOL. NÚMERO DE AVOGADRO
Una cantidad de muestra macroscópica equivalente, ampliamente
usada por los químicos, es el Mol. Se define un Mol como la cantidad de
materia o masa (expresada en gramos) que contiene el Número de Avogrado de
partículas.
El Número de Avogadro es 6,022 x 1023 partículas y surge de
determinar experimentalmente el número de átomos contenidos en 12 gramos
del isótopo C12. Dentro estas partículas, además de átomos, moléculas e iones;
se incluyen las partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones. Para
el químico es habitual referirse a un mol de átomos, a un mol de moléculas, a
un mol de iones. Así como a un mol de protones, a un mol de neutrones y a un
mol de electrones.
MOL DE ÁTOMOS. PESO ATÓMICO GRAMO
Un mol de átomos de un determinado elemento, es la masa (expresada
en gramos) de 6,022 x 1023 átomos de un elemento. Esta masa corresponde al
peso atómico gramo de dicho elemento.
Cada clase de átomo tiene una masa real diferente del resto; en
consecuencia, los respectivos moles de átomos serán también masas
diferentes. Por ejemplos, un mol de átomos de hidrógeno tiene una masa igual
a su peso atómico gramo (1,008 gramos/mol); un mol de átomos de oxígeno
tiene una masa igual a su peso atómico gramo (16,00 gramos/mol), etc.
El peso atómico gramo de cualquier elemento es la masa de un mol de
átomos de dicho elemento y contiene el Número de Avogadro (6,022 x 1023) de
átomos de ese elemento.
Ejemplos:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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Elemento Peso atómico gramo o masa molar atómica (gramos/mol)
Número de átomos (Número de Avogadro)
hidrógeno 1,008 6,022 x 1023
oxígeno 16,00 6,022 x 1023
carbono 12,01 6,022 x 1023
calcio 40,08 6,022 x 1023
MOL DE MOLÉCULAS. PESO MOLECULAR GRAMO
Un mol de moléculas de una determinada sustancia, es la masa
(expresada en gramos) de 6,022 x 1023 moléculas de la misma. Y esta masa
corresponde al peso molecular gramo de dicha sustancia.
En otras palabras, el peso molecular gramo de cualquier sustancia es la
masa de un mol de moléculas de esa sustancia y contiene el Número de
Avogadro (6,022x1023) de moléculas. Por ejemplos, el Peso Molecular del agua
(H2O) es 18 g/mol; esta es la masa de un mol de moléculas de agua, que
contiene 6,023x1023 moléculas de agua. El Peso Molecular del cloruro de sodio
(NaCl) es 58,5 g/mol, masa de un mol de moléculas de cloruro de sodio que
contiene 6,023x1023 moléculas de esta sustancia.
Sustancia Peso molecular gramo o masa molar molecular (gramos/mol)
Número de moléculas
agua: H2O 18,00 6,022 x 1023
cloruro de sodio: NaCl 58,44 6,022 x 1023
dióxido de carbono: CO2 44,01 6,022 x 1023
sulfato férrico: Fe2 (SO4)3 399,91 6,022 x 1023
Una sustancia se caracteriza por un conjunto de propiedades, que es
único para esa sustancia. Alguna propiedad puede ser coincidente para
sustancias diferentes, pero el conjunto de propiedades físicas y químicas de
cada sustancia es irrepetible y permite caracterizarla unívocamente.
La gran mayoría de los valores obtenidos para las propiedades que se
estudian en los sistemas materiales no son absolutos (porque no existen
instrumentos que permitan medir valores reales tan pequeños). Por esta razón
las mediciones son relativas (se fija un valor arbitrario de una determinada
propiedad para un caso particular y luego comparando con éste, se
determinan los valores de esta propiedad para el resto de los casos). Por
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
49
ejemplo, Pauling propuso una metodología para la determinación de la
electronegatividad de los elementos, tomando como referencia el elemento más
electronegativo, que es el flúor, al que le asignó arbitrariamente el valor de 4.
Lógicamente, teniendo en cuenta que todos los átomos tienen tendencia a
atraer electrones, los valores de electronegatividades de los elementos se
encontrarán entre 0 y 4. A través de un cálculo matemático sencillo propuesto
por Pauling, se construyó una tabla de valores de electronegatividades de los
elementos químicos, que es ampliamente usada en la actualidad.
ESQUEMA REPRESENTATIVO DEL CAMBIO DE ESCALA DE MASAS DEL MUNDO
MICROSCÓPICO AL MUNDO MACROSCÓPICO DEL LABORATORIO QUÍMICO
MUNDO MACROSCÓPICO
PESO ATÓMICO GRAMO
PESO MOLECULAR GRAMO
PESO DE UN MOL DE IONES
MUNDO MICROSCÓPICO
ÁTOMOS MOLÉCULAS IONES
MULTIPLICANDO LAS MASAS REALES POR EL NÚMERO DE AVOGRADRO = 6,022.1023
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 4 DEL MUNDO MICROSCÓPICO DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS AL MUNDO MACROSCÓPICO DEL LABORATORIO QUÍMICO
Guía de estudio 1.- ¿De qué orden es el tamaño y la masa de los átomos, iones y moléculas?. 2.- ¿Cuáles propiedades sirven para caracterizar un sistema material?. Dar
ejemplos. 3.- Justificar por qué las propiedades que se miden en un sistema material
macroscópico son válidas para las partículas básicas que lo constituyen. 4.- Definir mol. 5.- ¿Qué es el Número de Avogadro?. 6.- ¿Qué relación existe entre un mol de átomos y su peso atómico gramo?.
Dar ejemplos. 7.- ¿Qué relación existe entre un mol de moléculas y su peso molecular
gramo?. Dar ejemplos.
Actividades
1.- Dados los siguientes enunciados indique cuales son correctos y cuáles son incorrectos. Justificar. 18 gramos de agua (H2O) contienen 6,022 x 1023 moléculas; 1,204 x 1024 átomos de hidrógeno y 6,022 x 1023 átomos de oxígeno. En 19 gramos de flúor (F) hay mayor cantidad de átomos que en 14 gramos de nitrógeno (N). En 10 gramos de sodio (Na) hay el mismo número de átomos que en 10 gramos de calcio (Ca). El número de átomos que hay en 27 gramos de aluminio (Al) es igual al número de moléculas contenidos en 44 gramos de dióxido de carbono (CO2). Un mol de átomos de átomos de magnesio (Mg) tiene una masa de 24,31 gramos. La masa o peso atómico gramo de un elemento es igual a la masa de un átomo. El número de moléculas que hay en 10 gramos de la sustancia hidrógeno (H2) es igual al número de átomos que hay en 5 gramos de esta sustancia. El número de moles de moléculas, el número de moléculas y el número de átomos que hay en 76 gramos de flúor (F2) es igual al número de moles de moléculas, el número de moléculas y el número de átomos que hay en 56 gramos de nitrógeno (N2).
Respuestas: afirmaciones correctas: a), d), e), g) y h). Discutir respuestas con el profesor del curso. 2.- Calcular el número de átomos y el número de moles de átomos contenidos en 12,71 gramos de cobre (Cu).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
51
Respuestas: 1,204 x 1023 átomos y 0,2 mol. 3.- Calcular la masa de 2,5 moles de átomos de oro (Au) y el número de átomos contenidos en la misma. Respuestas: masa: 492,5 g y 1,505x1024 átomos. 4.- Determinar la masa de un átomo para cada uno de los siguientes elementos: a) potasio (K), b) zinc (Zn), c) fósforo (P), d) arsénico (As) y e) plata (Ag). Respuestas: a) 6,493x10-23g – b) 1,085x10-22g – c) 5,143x10-23g – d) 1,244x10-22g y e) 1,792x10-22g. 5.- ¿Cuál es la masa de seis mil millones de átomos de plomo?. Respuesta: 2,064x10-12g. 6.- ¿Cuántos moles de átomos y cuántos átomos hay en: a)20 gramos de zinc, b)50 gramos de cloro (Cl2), c)100 gramos de cromo (Cr) y d)1 kilogramo de hierro (Fe)?. Respuestas: a) 0,305 mol y 1,836x1023 átomos – b) 1,410 mol y 8,493x1023 átomos – c) 1,923 mol y 1,158x1024 átomos y d) 17,905 mol y 1,078x1025 átomos. 7.- Completar el siguiente cuadro:
Elemento Masa Número de átomos Número de moles de átomos
hidrógeno (H) 5g nitrógeno (N) 0,5 carbono (C) 20g oxígeno (O) 1,806 x 1024 azufre (S) 2 cloro (Cl) 100g calcio (Ca) 3,011 x 1023 hierro (Fe) 500g aluminio (Al) 1g
Respuestas: verificar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 8.- Calcular el número de moles de moléculas y el número de moléculas que hay en 10 gramos de agua. Respuestas: 0,555 mol y 3,345x1023 moléculas. 9.- Determinar la masa y el número de moléculas que hay en 5 moles de dióxido de carbono. Respuestas: 220,05g y 3,011x1024 moléculas.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
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10.- Determinar la masa de una molécula para cada una de las siguientes sustancias: a) ozono (O3), b) óxido férrico (Fe2O3), c) carbonato de sodio (Na2CO3), sulfuro de calcio (CaS) y ácido sulfúrico (H2SO4). Respuestas: a) 7,971x10-23g – b) 2,652x10-22g – c) 1,760x10-22g – d) 1,198x10-22g y e) 1,627x10-22g. 11.- ¿Cuál es la masa de veinte mil millones de moléculas de nitrato de potasio (KNO3)?. Respuestas: 3,358x10-12 moléculas. 12.- Calcular el número de moles de moléculas y el número de moléculas que hay en: a) 100 g de hidrógeno (H2), b) 1 kg de cloruro de sodio (NaCl), c) 10 g de sulfato de calcio (CaSO4), d) 1 mg de cloruro de arsénico (AsCl3) y e) 250 g de dióxido de azufre (SO2). Respuestas: a) 49,603 mol y 2,987x1025 moléculas – b) 17,111 mol y 1,030x1025
moléculas – c) 0,0734 mol y 4,423x1022 moléculas – d) 5,609x10-6 mol y 3,378x1018
moléculas y e) 3,902 mol y 2,349x1024 moléculas. 13.- ¿Cuántos iones y cuántos moles de iones hay en: a)1g de ión sodio (Na1+), 50g de ion (CO32-), 100 mg de ion sulfuro (S2-), 1,5kg de ion nitrato (NO31-) y 9g de ion aluminio (Al3+)?. Respuestas: a) 2,619x1022 iones y 0.044 mol – b) 5,017x1023 iones y 0,833 mol – c) 1,8771x1021 iones y 0,0031 mol – d) 1,457x1025 iones y 24,189 mol y e) 2,008x1023
iones y 0,333 mol. 14.- En 50g de sulfato cúprico (CuSO4): ¿Cuántos moles de moléculas hay?. ¿Cuántas moléculas hay?. ¿Cuál es la masa, el número de moles y el número de átomos de Cu?. ¿Cuál es la masa, el número de moles y el número de átomos de S?. ¿Cuál es la masa, el número de moles y el número de átomos de O?. Respuestas: a) 0,313 mol – b) 1,886x1023 moléculas – c) 19,906 g, 0,313 mol y 1,886x1023 átomos de Cu– d) 10,024 g, 0,313 mol y 1,886x1023 átomos de S y e) 20,047 g, 1,252 mol y 7,539x1023 átomos de O.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
53
CAPÍTULO 5
EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
INTRODUCCIÓN
Para identificar rápida e inequívocamente los elementos químicos,
formular y nombrar las sustancias químicas y plantear reacciones químicas,
fue necesario crear una simbología y una terminología de alcance universal
más allá de los diferentes idiomas.
Existe una institución de carácter internacional: IUPAC (International
Unión of Pure and Applied Chemical – Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada), creada con la finalidad de dirimir y acordar cuestiones relacionadas
con la química y proponer reglas, que una vez aceptadas adquieren validez
universal. En cuanto a simbología, nomenclaturas de las sustancias químicas,
formulaciones, representaciones de reacciones químicas, etc. las reglas
internacionalmente válidas son las acordadas en la IUPAC. El cumplimiento
de estas reglas es exigido en el ámbito científico. Sin embargo en la industria y
en la actividad comercial, aún se conservan muchas nomenclaturas antiguas.
SÍMBOLOS Y NOMBRES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Cada elemento químico se representa por un símbolo único de una,
dos y hasta tres letras, en la mayoría de los casos provenientes de su nombre
en latín. Cuando el símbolo tiene una sola letra, ésta corresponde a la primera
de su nombre en latín. Cuando tiene dos letras, es porque la primera ya ha
sido usada para otro elemento y se usa una segunda letra proveniente
también de su nombre en latín para diferenciarlo. El símbolo de tres letras es
aplicado provisoriamente a elementos obtenidos artificialmente a los que se les
asignará un símbolo definitivo de dos letras.
En la tabla periódica, los símbolos de tres letras han sido usados
provisoriamente a partir del elemento de número atómico 104, todos ellos
sintéticos (artificiales) y recientemente obtenidos. Los símbolos provisorios de
tres letras, desde el elemento Z=104 hasta el elemento Z=109 incluidos,
actualmente han sido cambiados por símbolos definitivos de dos letras.
Algunas tablas periódicas no actualizadas aún incluyen los elementos con los
símbolos provisorios de tres letras, pero la mayoría de ellas presentan los
elementos con símbolos definitivos de dos letras
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
54
Ejemplos:
Nombre del elemento en castellano
Nombre del elemento en latín
Símbolo del elemento
nitrógeno nitrum N
sodio natrium Na
azufre sulphur S
selenio selenium Se
antimonio stibium Sb
cobre cuprum Cu
hierro ferrum Fe
fósforo phosphorous P
Cada elemento químico tiene un número atómico (Z) único, que
permite identificarlo. De hecho en la tabla periódica moderna, los elementos se
ordenan según la Ley Periódica en base su número atómico creciente.
Hasta ahora se conocen 112 elementos químicos. De ellos, 90 se los
encuentra en la naturaleza distribuidos no uniformemente en toda la masa del
planeta tierra y 22 son artificiales (han sido obtenidos por el hombre y
estudiados en el laboratorio).
La mayoría de los elementos se encuentran combinados entre sí en la
corteza terrestre (capa externa de la tierra que va desde su superficie hasta
aproximadamente 40 km de profundidad), formando las distintas sustancias
químicas. Muy pocos elementos se encuentran libres como tales en la
naturaleza y son los que poseen mayor estabilidad química (entre ellos se
encuentran los gases inertes: He, Ne, Ar, Kr y Xe y los metales nobles: Au, Pt,
Ag, Cu, etc.). Los gases inertes se encuentran libres, formando parte del aire y
en muy pequeñas cantidades. La mayor parte de los metales nobles se
encuentran combinados formando sustancias inorgánicas (minerales) en la
corteza terrestre.
En la siguiente tabla se muestra la abundancia de los elementos
químicos, expresadas en porcentajes en masa de la corteza terrestre (cantidad
del elemento en gramos por cada 100 gramos de muestra de corteza terrestre).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
55
Elemento Porcentaje en masa o peso
oxígeno (O) 45,5
silicio (Si) 27,2
aluminio (Al) 8,3
hierro (Fe) 6,2
calcio (Ca) 4,7
magnesio (Mg) 2,8
restantes 5,3
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
La mayoría de los elementos químicos fueron descubiertos entre los
años 1800 y 1900. Del estudio sistematizado de los mismos se observó que
había grupos de ellos con propiedades físicas y químicas semejantes
(fundamentalmente en sus propiedades químicas).
Dado el elevado número de elementos conocidos, cierta regularidad y
periodicidad en las propiedades físicas y químicas de algunos elementos y la
creciente información sobre estructura y propiedades de los mismos, surgió la
necesidad de organizar de modo eficiente toda esta información.
Se propusieron varias tablas periódicas de los elementos químicos
hasta llegar a la actual, llamada Tabla Periódica Moderna que se basa en la
Ley Periódica: “Las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos
dependen de la estructura del átomo y varían sistemáticamente con el número
atómico (Z) de los elementos”. En ella los elementos se encuentran ordenados
de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo en orden de número atómico (Z)
creciente (en la misma secuencia que se lee un texto), agrupados en filas
horizontales llamadas periodos y en columnas verticales llamadas grupos.
Con esta distribución la tabla periódica presenta siete Periodos (que se los
identifica con números arábigos enteros desde el 1 al 7, relacionados con los
niveles de energía n que se están llenando) y dieciocho Grupos (que de acuerdo
a la IUPAC se representan con números arábigos enteros desde el 1 al 18). Sin
embargo aún existen tablas periódicas que subdividen los Grupos en ocho
Grupos A (IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA, que abarca a los llamados
elementos representativos y que se corresponden con los grupos 1, 2, 13, 14,
15, 16, 17 y 18) y 8 Grupos B (IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB y VIIIB, que
abarca a los llamados elementos de transición y que se corresponden con los
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
56
grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12 (10 columnas porque el Grupo 8B
corresponde a tres columnas verticales de elementos).
En un periodo el número atómico (Z) de los elementos va aumentando
de uno en uno de izquierda a derecha y los electrones externos están
completando un determinado nivel de energía n (ver Capitulo 3 – página 31).
Los elementos pertenecientes a un determinado grupo se caracterizan
porque poseen propiedades químicas semejantes. Tienen la misma cantidad de
electrones externos, aunque en diferentes niveles de energía (es decir que
tienen la misma configuración electrónica externa, responsable de su
comportamiento químico).
Cualquier elemento químico puede ser ubicado en la tabla periódica ya
sea a partir de su nombre, de su símbolo, por su número atómico (Z), por su
configuración electrónica externa o conociendo el grupo y el periodo a los que
pertenece.
En la tabla periódica los elementos químicos pueden ser clasificados
de diversas maneras según las propiedades consideradas. Para este nivel de
curso, solo se verá la clasificación de los elementos químicos sobre la base de
su carácter metálico, no metálico o intermedio (semimetálico), que queda
definido por ciertas propiedades físicas y químicas de los mismos.
Algunas propiedades físicas y químicas que definen el carácter
metálico de los elementos:
- Buenos conductores del calor y la electricidad
- Sólidos a temperatura ambiente (excepto mercurio, cesio y galio)
- Superficie con brillo
- Tendencia a perder electrones externos y formar cationes y enlaces
iónicos
- Sus moléculas se consideran monoatómicas
- Reaccionan con oxígeno para dar óxidos básicos
- Reaccionan con hidrógeno para dar hidruros metálicos
Algunas propiedades físicas y químicas que definen el carácter no
metálico de los elementos:
- Malos conductores del calor y la electricidad (excepto carbono)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
57
- Presentan alguno de los tres estados de agregación de la materia a
temperatura ambiente (por ejemplos, sólidos: carbono, azufre,
yodo; líquido: bromo y gaseoso: oxígeno, hidrógeno, nitrógeno,
cloro, gases nobles)
- Sus moléculas tienen atomicidad 2 o mayor
- Reaccionan con oxígeno para dar óxidos ácidos
- Reaccionan con el hidrógeno para dar hidruros no metálicos
Los elementos con carácter semimetálico presentan combinaciones de
propiedades de carácter metálico con propiedades de carácter no metálico,
aún cuando pueden prevalecer algunas de ellas.
Por ejemplo el aluminio (Al) es un elemento que tiene propiedades
físicas de carácter metálico tales como buen conductor del calor y la
electricidad, brillo metálico, sólido a temperatura ambiente, molécula
monoatómica, etc. Pero en cuanto a sus propiedades químicas reacciona con
el oxígeno para dar óxidos que pueden tener carácter básico o ácido, siendo
este último caso un comportamiento típicamente no metálico. Por esta razón el
aluminio suele ser incluido dentro de los elementos semimetálicos. Otro
ejemplo similar es el antimonio (Sb). Mientras que el boro (B), presenta
predominio de propiedades no metálicas sobre las metálicas.
En general es válido considerar que el carácter metálico de los
elementos disminuye de izquierda a derecha en el período y de abajo hacia
arriba en el grupo. De modo que los elementos de mayor carácter metálico se
encuentran hacia la izquierda y hacia abajo de la tabla periódica y los que
poseen mayor carácter no metálico se encuentran hacia la derecha y hacia
arriba de la tabla periódica.
Más específicamente los elementos que se encuentran inmediatamente
por debajo y por encima de la escalera que comienza en el boro (B) y termina
entre el polonio (Po) y el astato (At) (ver Tabla Periódica) son considerados
semimetálicos. Todos los elementos que se encuentran a la izquierda de la
escalera (excepto hidrógeno) son considerados metálicos y los elementos que se
ubican a la derecha de la escalera son considerados no metálicos.
La siguiente clasificación, permite tener un panorama general de la
distribución de los elementos químicos en la tabla periódica:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
58
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Pertenecientes a los Grupos A o
Grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 , 17 y 18
Configuración Electrónica
Externa (CEE): ns o ns np
IA (1): Metales Alcalinos - CEE: ns1
IIA (2): Metales Alcalinos Térreos - CEE:ns2 IIIA (13): CEE: ns2 np1
IVA (14): CEE: ns2 np2
VA (15): CEE: ns2 np3 VIA (16): Calcógenos - CEE: ns2 np4
VIIA (17): Halógenos - CEE: ns2 np5 VIIIA (18): Gases Nobles - CEE: ns2 np6
ELEMENTOS DE TRANSICION Pertenecientes a los Grupos B o
Grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8 , 9, 10, 11 y 12
IB (11), IIB (12), IIIB (3), IVB (4), VB (5), VIB (6), VIIB (7) y VIIIB (8, 9 y 10) : Elementos de Transición (propiamente dichos)
CEE: ns (n-1)d
IIIB (3):
INFORMACIÓN QUE APORTA LA TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica moderna es una herramienta de gran utilidad.
Proporciona abundante información sobre cada uno de los elementos
químicos: símbolo, nombre, número atómico, masa o peso atómico, estados o
números de oxidación, estado de agregación a temperatura ambiente,
estructura física, puntos de fusión y de ebullición, configuración electrónica,
electronegatividad, potencial de ionización, afinidad electrónica, etc.
Correlaciona las propiedades de los elementos de modo sistemático y ayuda a
presuponer un determinado comportamiento químico, como se verá en cursos
superiores. El correcto manejo de la información contenida en la tabla
periódica, constituye un formidable recurso que simplifica notablemente la
resolución de problemas, facilita la interpretación de fenómenos químicos y
disminuye el esfuerzo de memorización.
El uso frecuente de la tabla periódica conduce con el tiempo a la
memorización al menos parcial de la información más utilizada; pero esto
ocurre como consecuencia y no como un gran esfuerzo previo. Por ello es
Elementos de Transición Interna: Lantánidos o Tierras Raras y Actinidos CEE: ns (n-2)f
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
59
recomendable que los profesores induzcan a sus alumnos al uso frecuente de
la misma en los cursos de química.
NÚMERO ATÓMICO (Z)
Hemos visto que el Número Atómico (Z) indica el número de protones
que posee un átomo en su núcleo y permite identificar indubitablemente los
átomos pertenecientes a cada elemento. Teniendo en cuenta que el átomo es
eléctricamente neutro, también indica el número de electrones; dato necesario
para conocer su configuración electrónica.
La configuración electrónica externa de los elementos (parte de la
configuración electrónica de un átomo correspondiente a los electrones
involucrados en las reacciones químicas) es una información fundamental
para interpretar las uniones entre los átomos, que es en definitiva estudiar el
comportamiento químico de la materia.
El número atómico (Z) es un número arábigo entero, que por
convención se ubica sobre el símbolo de cada elemento.
En la tabla periódica el número atómico aumenta de uno en uno de
izquierda a derecha y de arriba hacia abajo (en la misma secuencia que se lee
un texto).
MASA ATÓMICA RELATIVA O PESO ATÓMICO RELATIVO DEL ELEMENTO (PA)
El dato de masa atómica o peso atómico que suministra la tabla
periódica es el correspondiente a la masa o peso atómico relativo del elemento
(Capítulo 3 – página 35). Es un número entero o decimal (hasta la milésima)
que por convención se ubica debajo del símbolo de cada elemento. Cuando a
este número adimensional se le asigna la dimensión gramo, obtenemos el
llamado peso atómico gramo o átomo-gramo. Dato ampliamente usado para
operar con masas en la práctica, ya que se usa para determinar los pesos
moleculares de las sustancias, las masas de sustancias necesarias para la
preparación de soluciones de concentraciones conocidas, para realizar
cálculos estequiométricos, etc. Cabe recordar que el peso atómico gramo de
cualquier elemento corresponde a la masa de un mol de átomos y por esta
razón se debe ser expresada en unidades de gramo/mol.
En general las masas o pesos atómicos aumentan en la tabla periódica
en el mismo sentido que el número atómico (con algunas excepciones como
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
60
por ejemplo entre Co y Ni, donde el peso de Ni es ligeramente inferior al de Co),
pero la magnitud del aumento no es secuencial.
ELECTRONEGATIVIDAD (E)
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para
atraer los electrones involucrados en sus enlaces químicos con otros átomos
cuando forma una molécula. Es una propiedad relativa, ya que solo puede
medirse con respecto a otro elemento. En la tabla periódica se informan los
valores de electronegatividades relativas (adimensionales) determinadas por el
método de Pauling, generalmente como datos en tablas anexas.
En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha en el periodo y de abajo hacia arriba en el grupo. El elemento más
electronegativo es el flúor (F) que tiene electronegatividad de Pauling = 4 y los
menos electronegativos son cesio (Cs) y francio (Fr) que tienen la misma
electronegatividad de Pauling = 0,7.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El o los números de oxidación de cada elemento es otra información
importante que suministra la tabla periódica. Este dato puede encontrarse en
el casillero de cada elemento o en una tabla adicional.
El número de oxidación es un número arábigo -generalmente entero- al
que se le antepone un signo (+) o un signo (-). El número arábigo indica el
número de electrones que aporta un determinado átomo en sus uniones con
otro u otros átomos, en las moléculas. El signo positivo (+) se antepone al
número arábigo cuando el átomo considerado tiende a ceder sus electrones
frente al átomo o a los átomos con los que está unido (en estos casos el átomo
en cuestión es menos electronegativo que el átomo o los átomos unidos a él).
El signo negativo (-) se antepone al número arábigo cuando el átomo
considerado tiende a atraer los electrones involucrados en su unión con otro u
otros átomos (en estos casos el átomo en cuestión es más electronegativo que
el o los átomos a los que se encuentra unido).
Es evidente que los números de oxidación tienen relación directa con
las uniones de los átomos para formar moléculas y su uso es imprescindible
para escribir las fórmulas químicas de los compuestos (Capítulo 9 – página
99).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
61
En general los elementos químicos tienen varios números de
oxidación, dependiendo de la clase de átomos con que se une para formar una
molécula. Así por ejemplos, tienen un solo número oxidación: flúor (F): -1,
sodio (Na): +1, potasio (K): +1, calcio (Ca): +2, zinc (Zn): +2. Los elementos
hierro (Fe), Cobalto (Co) y níquel (Ni) tienen dos números de oxidación: +2 y
+3. Los halógenos cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I), tienen 5 números de
oxidación: -1, +1, +3, +5 y +7.
POTENCIAL DE IONIZACIÓN O ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I)
Todos los átomos tienen tendencia a atraer electrones; lógicamente
algunos más que otros de acuerdo a la cantidad de protones que tenga en su
núcleo. Para quitar un electrón de un átomo es necesario aplicarle energía.
Esta energía se denomina potencial de ionización. El o los electrones más
externos son los requieren menor energía para ser extraídos. Cuando se extrae
el primer electrón (cuya energía requerida corresponde al denominado primer
potencial de ionización), el segundo electrón externo pasa a ser atraído con
mayor fuerza por los protones del núcleo (y la energía requerida se denomina
segundo potencial de ionización). Así sucesivamente, a medida que vaya
quitando electrones del átomo, los restantes irán siendo atraídos cada vez con
mayor fuerza por los protones del núcleo (cuyo número permanece constante).
Y se estará evaluando un tercer potencial de ionización, un cuarto potencial de
ionización, etc.
En otras palabras el potencial de ionización es una medida de la
fuerza con el núcleo atrae a un electrón. Cuanto mayor es el potencial de
ionización mayor es la fuerza con que ese electrón esta siendo atraído por el
núcleo.
El potencial de ionización se mide para átomos al estado gaseoso,
porque en este estado de agregación los átomos se encuentran más alejados, y
se elimina o minimiza la influencia de los átomos vecinos. Por otra parte debe
tenerse en cuenta que es imposible en la práctica medir el potencial de
ionización para un solo átomo, porque es una energía de magnitud
extremadamente pequeña y no existe instrumento de medición de tal
sensibilidad. Sin embargo, este inconveniente se resuelve fácilmente, midiendo
la energía requerida para un mol de átomos, y cuyos valores de potenciales de
ionización se registran en tablas anexas en unidades de kCal/mol o kJ/mol.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
62
Si X representa simbólicamente un átomo al estado fundamental
(cuantitativamente un mol de átomos) en fase gaseosa:
X(g) + Energía X1+(g) + e- Primer Potencial de Ionización ( I1)
X1+(g) + Energía X2+(g) + e- Segundo Potencial de Ionización ( I2)
X2+(g) + Energía X3+(g) + e- Tercer Potencial de Ionización ( I3)
Y siempre se cumple que: I1< I2 < I3
En la bibliografía se define el primer potencial de ionización como la
energía necesaria para arrancarle un electrón a cada átomo de un mol de
átomos de un elemento al estado gaseoso y transformarlos en un mol de
cationes monopositivos.
En la tabla periódica de los elementos, en general el potencial de
ionización aumenta de izquierda a derecha en el periodo y aumenta de abajo
hacia arriba en el grupo. Los elementos de mayor potencial de ionización se
encuentran hacia la derecha y hacia arriba de la tabla periódica.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
Todos los átomos tienen -en mayor o menor medida- tendencia a
atraer electrones. Cuanto mayor es esta tendencia, es más probable que el
elemento se encuentre como anión, porque es químicamente más estable y de
menor energía que el átomo. Por ejemplo el flúor es un elemento que en la
naturaleza se encuentra siempre como ion fluoruro (F1-). Lo mismo ocurre con
el cloro y los halógenos en general y con azufre como ion sulfuro (S2-).
Por las mismas razones que las explicadas en el potencial de
ionización, la afinidad electrónica también se mide para un mol de iones al
estado gaseoso y se expresan en las mismas unidades: kCal/mol o kJ/mol.
Por convención, la magnitud de la energía que entra o que se aplica a
un sistema material es considerada positiva. Mientras que la magnitud de la
energía que sale o que se libera desde un sistema material, es considerada
negativa. En la bibliografía la afinidad electrónica se encuentra definida de dos
maneras:
1.- Definición 1: cómo la energía necesaria (aplicada al sistema) para
quitar un electrón a cada ion de un mol de iones al estado gaseoso, y formar un
mol de átomos de un determinado elemento. Esquemáticamente:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
63
X1-(g) + Energía: Afinidad electrónica ( +AE) X(g) + e-
Obsérvese que la afinidad electrónica lleva signo positivo debido a que
en este caso es necesario aplicar energía al sistema para quitar electrones.
2.- Definición 2: como la energía liberada cuando cada uno de los
átomos de un mol de átomos de un determinado elemento al estado gaseoso,
toma un electrón para transformarse en un mol de iones negativos.
Esquemáticamente:
X(g) + e- X1-(g) + Energía: Afinidad electrónica ( -AE)
En este caso la afinidad electrónica lleva signo negativo porque es
energía liberada por el sistema.
En la tabla periódica de los elementos, en general la afinidad
electrónica aumenta de izquierda a derecha en el periodo y aumenta de abajo
hacia arriba en el grupo. Los elementos de mayor afinidad electrónica se
encuentran hacia la derecha y hacia arriba de la tabla periódica.
VARIACIONES DE ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN
LA TABLA PERIÓDICA
(El sentido de la flecha indica en que sentido aumenta la propiedad)
Potencial de Ionización ( I )
Afinidad Electrónica (AE)
Electronegatividad ( E )
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
64
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 5 EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Guía de estudio
1.- ¿Cómo se representan los elementos químicos?. Dar ejemplos. 2.- ¿Cuándo se usan símbolos de dos letras?. 3.- ¿En que se basa el orden de los elementos químicos en la Tabla Periódica
actual?. 4.- ¿Qué dice la Ley Periódica?. 5.- ¿Cuáles son los cinco elementos químicos más abundantes en la corteza
terrestre?. Ordenarlos de mayor a menor abundancia. 6.- ¿Qué es un período?. ¿Cuántos períodos tiene la actual tabla periódica de
los elementos químicos y cómo se los identifica?. 7.- ¿Qué es un grupo?.¿Cuántos grupos tiene la actual tabla periódica de los
elementos químicos y cómo se los identifica?. 8.- ¿Qué procedimientos podría emplear para ubicar un elemento determinado
en la tabla periódica?. Dar ejemplos. 9.- Propiedades físicas y químicas de los elementos metálicos. 10.- Propiedades físicas y químicas de los elementos no metálicos. 11.- ¿Cómo varía en general el carácter metálico de los elementos químicos en
la tabla periódica?. 12.- ¿Cuáles son los elementos semitálicos?. 13.- ¿Cuáles son los elementos representativos?. 14.- ¿Cuáles son los elementos de transición?. 15.- ¿Cuáles son de transición interna?. 16.- ¿Qué utilidad presta la tabla periódica?. Explicar. 17.- ¿Qué es el número atómico y como varía en la tabla periódica?. 18.- ¿Qué es la masa o peso atómico relativo de un elemento?¿Para qué usaría
esta información?. 19.- Definir electronegatividad. ¿Cómo varía en la tabla periódica?. Consultar
con el profesor del curso sobre la utilidad de esta información. 20.- Definir número de oxidación. Dar ejemplos. 21.-¿Qué entiende por potencial o energía de ionización?. Definir primer
potencial de ionización. ¿Cómo varía en general el potencial de ionización en la tabla periódica?.
22.- Definir afinidad electrónica. ¿Cómo varía en la tabla periódica?.
Actividades 1.- Dados los siguientes pares de elementos químicos y con la ayuda de la tabla periódica, busque los respectivos valores de número atómico y de masa atómica relativa. Comparar estos valores para cada par y para el conjunto. ¿Qué conclusiones obtiene al respecto?. Consultar respuestas con el profesor del curso. Pares de elementos: C-N; Na-Mg; P-S; Ar-K; Co-Ni; Te-I y Cs-Ba.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
65
Respuesta: para un número atómico creciente la masa atómica relativa de los elementos puede aumentar o disminuir. 2.- a) Con ayuda de la tabla periódica busque y agrupe los elementos químicos cuyos símbolos coincidan en la primera letra. b)¿Cuáles símbolos se supone que han sido asignados primero cronológicamente?. Respuestas: a) Al, Ar, As, Ag, Au, At, Ac, Am – B, Be, Br, Ba, Bi, Bk – C, Cl, Ca, Cr, Co, Cu, Cd, Cs, Ce, Cm, Cf – Dy – Eu, Er, Es – F, Fr, Fm, Fe – Ga, Ge, Gd – H, He, Hf, Hg, Ha, Hs, Ho – I, In, Ir – K, Kr – Li, Lu, Lr, La – Mg, Mn, Mo, Mt, Md – N, Ne. Na, Ni, Nb, Ns, Nd, Np, No – O, Os – P, Pd, Pt, Pb, Po, Pr, Pm, Pa, Pu – Rb, Ru, Rh, Re, Rn, Ra, Rf – S, Si, Sc, Se, Sr, Sn, Sb, Sg, Sm – Ti, Tc, Te, Ta, Tl, Th, Tm, Tb – U – V – W – Xe – Y, Yb – Zn, Zr. b) Los símbolos de una sola letra. 3.-¿Cuál es la característica más importante que tienen los elementos químicos que pertenecen a un mismo grupo?. Respuesta: tienen la misma configuración electrónica externa y por lo tanto presentan propiedades químicas similares. 4.- Realice un esquema general de la tabla periódica indicando donde se ubican los elementos metálicos, los no metálicos y los semimetálicos (puede ayudarse con la tabla periódica). Respuesta: consultar respuesta con el profesor del curso o con el autor del libro. 5.- Realice un esquema general de la tabla periódica indicando donde se ubican los elementos representativos, los elementos de transición y los elementos de transición interna y cuáles son sus respectivas configuraciones electrónicas externas. Respuesta: consultar respuesta con el profesor del curso o con el autor del libro. 6.- El elemento hidrógeno (H) presenta propiedades físicas típicamente no metálicas, sin embargo se lo ubica en el grupo 1 de la tabla periódica. ¿Por qué?. Si no logra responder esta pregunta consulte al profesor. 7.- Indique cuál es el estado de agregación que presentan los elementos del período 4 de la tabla periódica a temperatura ambiente. Respuestas: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ge, As y Se son sólidos a temperatura ambiente – Ga y Br son líquidos a temperatura ambiente – Kr es un gas a temperatura ambiente. 8.- ¿Cómo se identifican los elementos químicos representativos?. Dé los nombres y escriba los símbolos de al menos cinco elementos representativos. Respuesta: tienen CEE ns o ns np. 9.- Se afirma que para los elementos representativos el número de grupo al que pertenece es igual al número de electrones externos que poseen sus átomos y que además coincide con el mayor número de oxidación con el que puede actuar dicho elemento. Verifique si ello es cierto con siete elementos
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
66
representativos pertenecientes a distintos grupos. Solicite orientación del profesor en cuanto a la bibliografía a utilizar. Respuesta: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 10.- Los llamados gases nobles se caracterizan por ser químicamente muy estables (salvo raras excepciones, no reaccionan entre sí, ni con otros elementos para formar compuestos). Justifique este comportamiento. Respuesta: porque no necesitan ni compartir, ni ceder ni ganar electrones ya que tienen el nivel de energía externo completo con electrones (situación que recibe el nombre de configuración electrónica de capa cerrada). 11.- En la columna de la izquierda se da una lista de elementos químicos y en la columna de la derecha se mencionan un conjunto de propiedades físicas y químicas, siendo cada una de ellas propia de un elemento. Relacione cada elemento con su correspondiente propiedad.
oro (Au) 1.- Metal muy reactivo argón (Ar) 2.- Metal gris que se oxida fácilmente mercurio (Hg) 3.- Sólido sin brillo metálico de color amarillo hierro (Fe) 4.- Elemento gaseoso, incoloro y no reactivo sodio (Na) 5.- Metal noble azufre (S) 6.- Metal líquido
Respuestas: Au(5) – Ar(4) – Hg(6) – Fe(2) – Na(1) y S(3). 12.- Realice un esquema general de la tabla periódica, indicando el sentido en que aumenta cada una de las siguientes propiedades de los elementos químicos: potencial de ionización (PI), afinidad electrónica (AE) y electronegatividad (E). Respuesta: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 13.- a) Con la ayuda de la tabla Periódica de los elementos químicos,
completar la siguiente tabla.
Símbolo del Elemento
Nomenclatura Números de oxidaciónmás usados
H +1 Ca +2
hierro +2, +3 zinc +2
Na +1 magnesio +2 cobre +1, +2 níquel +2, +3 fósforo -3, +3, +5
K +1 mercurio +1, +2 estroncio +2
Li +1 cloro -1, +1, +3, +5, +7 plata +1
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
67
Símbolo del Elemento
Nomenclatura Números de oxidaciónmás usados
O -1, -2 W +4, +6 C +4 selenio -2, +4, +6 plomo +2, +4 aluminio +3 I -1, +1, +3, +5, +7 oro +1, +3
Si +4 Mn +2, +3, +4, +6, +7
cromo +2, +3, +6 azufre -2, +4, +6 flúor -1
Co +2, +3 Cd +2 As +3, +5
nitrógeno -3, +3, +5 bromo -1, +1, +3, +5, +7 estaño +2, +4
Ba +2 Sb +3, +5
b) A partir de la tabla completada en la actividad a), agrupar los elementos que tienen iguales números de oxidación. Este método es útil para simplificar la memorización de los números de oxidación de los elementos químicos. c) Realizar lo mismo que en la actividad 13.-b), pero solamente con los elementos representativos y relacionarlos con su ubicación en la tabla periódica. ¿Qué conclusión obtiene?. d) Con ayuda de la tabla periódica agrupar los elementos según sean metálicos, no metálicos o semimetálicos. Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 16.- A partir de la información obtenida en la actividad 13.-a), observe entre que valores varían los números de oxidación de los elementos químicos en general. ¿Qué le sugiere los valores extremos de los números de oxidación?.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
68
CAPÍTULO 6
UNIONES DE LOS ÁTOMOS PARA FORMAR LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS
UNIONES QUÍMICAS
En la naturaleza los sistemas materiales tienden a lograr un estado de
estabilidad química y física, que se corresponde con un estado de mínima
energía. En condiciones adecuadas, los sistemas materiales de mayor energía
consumen parte de la misma dando lugar a fenómenos químicos, físicos o
fisicoquímicos que conducen a un estado de menor energía.
La energía de los elementos químicos en su estado libre generalmente
es mayor que la que tienen cuando se encuentran unidos formando las
moléculas. Por esta razón la mayoría de los elementos no se encuentran libres
en la naturaleza. Una excepción son los gases nobles (He, Ne. Ar, Kr, Rn y Xe)
cuya energía química es muy baja, son químicamente muy estables y no se
unen entre sí ni con otros elementos (salvo que se les suministre mucha
energía y se encuentren frente a otros elementos extremadamente reactivos).
Esta baja reactividad química de los gases nobles se debe a que poseen una
configuración electrónica con ocho electrones en su nivel más externo (excepto
He que posee dos electrones), también llamada de capa cerrada.
Como regla general se puede establecer que los elementos químicos
buscan alcanzar un estado de menor energía y mayor estabilidad química,
tratando de adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo, a
través de las uniones químicas entre ellos.
Las sustancias que se encuentran en la naturaleza constituyen
sistemas materiales de baja energía y presentan una relativa estabilidad
química. Las uniones entre los átomos que forman estas sustancias sólo se
romperán, cuando las condiciones del medio (natural o artificialmente) sean
favorables para formar nuevas uniones que den origen a sustancias
químicamente más estables que las originales. Cuando esto ocurre estamos en
presencia de una reacción química (ver Capítulo 13 – página 136). Obsérvese
que en la naturaleza la mayoría de las reacciones químicas ocurren a partir de
sustancias químicas y no de los elementos. Esto es así porque prácticamente
todos los elementos químicos se encuentran unidos formando diferentes
sustancias químicas simples o compuestas. Que los elementos químicos
formen una u otra sustancia química dependerá de la conjunción de factores
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
69
que -azarosamente en la naturaleza o artificialmente cuando interviene el
hombre- puedan darse en ese momento, tales como las clases de elementos
que se unen, las condiciones energéticas del medio, etc.
Las maneras en que se unen los elementos para formar sustancias
químicas constituyen los distintos tipos de uniones químicas posibles: unión
iónica, uniones covalentes, unión covalente pura, unión covalente polar
y unión metálica.
UNIÓN IÓNICA
Se puede describir una unión iónica en dos etapas. En una primera
etapa se forman los iones a partir de dos átomos cuya diferencia de
electronegatividades es igual o mayor que 2 (el ion positivo o catión y el ion
negativo o anión) y en una segunda etapa los iones se unen por fuerzas de
atracción coulómbicas, dando lugar a estructuras tridimensionales de largo
alcance, típicas de las sustancias sólidas cristalinas.
Para que la formación de las especies iónicas sea posible deben
encontrarse átomos de un elemento de baja electronegatividad (E) y bajo
potencial de ionización (PI), que tienen fuerte tendencia a perder uno o más
electrones externos (como por ejemplo elementos de los grupos IA y IIA), con
átomos de otro elemento de elevada electronegatividad y alta afinidad
electrónica (AE), que tienen fuerte tendencia a incorporar uno o más
electrones (por ejemplo elementos del grupo VII A). El o los electrones que
ganan los átomos de un elemento provienen necesariamente de los átomos del
otro elemento, que los cede. La transferencia de electrones ocurre porque los
elementos químicos tratan adquirir la configuración electrónica del gas noble
más próximo y alcanzar un estado mayor estabilidad química.
Por ejemplo, supongamos que átomos de sodio (Na) se encuentran con
átomos de cloro (Cl) de modo que puedan interaccionar. Los átomos de Na de
bajo PI, pierden el único electrón que tienen en su capa más externa,
formando el ion sodio (Na1+) para adquirir la configuración electrónica estable
del gas noble más próximo que es Ne. Esta energía es aportada por los
átomos de Cl, cuando incorporan el electrón liberado por cada átomo de Na,
para formar el ion cloruro (Cl1-) para adquirir la configuración electrónica
estable del gas noble más próximo que es el Ar:
Na Cl Na1+ Cl1-
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
70
Inmediatamente se van formando los iones de cargas opuestas, se
ponen en juego las fuerzas de atracción coulómbicas entre ellos, buscando la
electroneutralidad. Esto hace que los iones se acerquen y se vayan
disponiendo en el espacio respetando las fuerzas actuantes, hasta alcanzar
una estructura tridimensional microscópica definida (llamada “celda unidad”)
que luego se repite en el espacio, dando lugar a una estructura cristalina
macroscópica idéntica a la celda unitaria. En ella los iones ocupan posiciones
fijas en el espacio y solamente pueden vibrar.
Para el ejemplo, cada ion Na1+ se rodea de seis iones Cl1- y cada ion
Cl1- se rodea de seis iones Na1+ (sen ambos casos el ion único se encuentra en
el centro de un cubo y los seis iones que lo rodean están centrados en las
caras de un cubo). Esquemáticamente:
En general las sustancias iónicas son sólidos cristalinos de elevado
punto de fusión, porque para liberar los iones es necesario romper las
elevadas energías que los mantienen en posiciones fijas. Ello se logra llevando
el sólido cristalino al estado líquido mediante altas temperaturas. Se
denomina energía reticular a la energía necesaria para liberar los iones de un
mol de un compuesto iónico sólido llevándolo al estado gaseoso.
Como se verá en el próximo Capítulo, la fórmula química de las
sustancias iónicas cristalinas recibe el nombre de fórmula empírica o fórmula
mínima, porque representa la menor relación iónica que permite la
electroneutralidad, expresada en números enteros. Para el ejemplo, cada ion
sodio se rodea de seis iones cloruros y cada ion cloruro se rodea de seis iones
sodio. Por lo cual la relación mínima que permite la electroneutralidad es 1:1 y
la correspondiente fórmula empírica es: NaCl (no se indica la carga de los
iones).
Cl1- Na1+
Na1+ Na1+
Cl1-
Na1+
Cl1-
Na1+
Cl1-
Na1+
Na1+
Cl1- Na1+
Na1+
Cl1-
Na1+
Na1+
Cl1-
Na1+
Cl1-
Cl1-
Cl1-
Cl1-
Na1+
Cl1-
Cl1-
Na1+
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
71
UNIONES COVALENTES
Como regla general, las uniones covalentes ocurren entre átomos de
elementos cuya diferencia de electronegatividades (E) es menor que 2. Consiste
en compartir pares de electrones externos, para adquirir la configuración
electrónica del gas noble más próximo y alcanzar un estado mayor estabilidad
química. Los electrones compartidos, pueden ser aportados equitativamente
por ambos átomos o solamente por uno de ellos, pero siempre pertenecen a los
dos átomos; que se mantienen unidos porque necesitan de estos electrones
para mantener la estabilidad química.
Según los pares de electrones compartidos y quién los aporta, las
uniones covalente se clasifican en:
1.- Unión covalente simple: ocurre cuando dos átomos comparten un par de
electrones, con el aporte de un electrón por cada átomo. Esta unión se
representa por una línea horizontal entre ellos.
Por ejemplo, la unión entre un átomo de yodo (I) y un átomo de H para
formar yoduro de hidrógeno (HI) es de tipo covalente porque la diferencia de
electronegatividades entre ellos es menor que 2 (EI = 2,5; EH = 2,1; EI-EH = 0,4),
exactamente 0,4. El I tiene 7 electrones en su nivel electrónico más externo (3
pares y un electrón desapareado) y necesita un electrón más para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más próximo (Xe) y lograr estabilidad
química. Por su parte, el H tiene un electrón y necesita otro para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más próximo (He). Ambos átomos
atraen sus electrones fuertemente y no están dispuestos a cederlo. Por lo tanto
la única posibilidad que les queda es aportar un electrón cada uno de ellos y
compartirlos, formando un enlace covalente simple:
Que se representa de la siguiente forma: o también:
Se omiten los pares de electrones del I que no participan del enlace y se
reemplaza el par de electrones por una línea horizontal entre ambos átomos.
Nota: las elipses punteadas son para indicar el número de electrones que se
cuentan para cada átomo luego del enlace entre ellos).
H I H : I : .. ..
... H I I H
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
72
H O H
Otro ejemplo es el agua (H2O), compuesto en el que hay dos enlaces
covalentes simples entre un átomo de O y dos átomos de H. El O tiene 6
electrones externos y necesita 2 electrones para adquirir la configuración
electrónica estable del Ne. Cada átomo de H tiene 1 electrón y necesita otro
más para adquirir la configuración electrónica estable del He. Por lo tanto si O
aporta por los 2 electrones desapareados para unirse con dos átomos de H,
cada uno de ellos puede alcanzar la estabilidad química:
Las uniones se representan: H : O : H o también:
2.- Unión covalente doble: ocurre cuando dos átomos comparten dos pares de
electrones, con el aporte de un par de electrones por cada átomo. Esta unión se
representa por dos líneas horizontales paralelas ubicada entre ellos.
Por ejemplo el dióxido de carbono (CO2) es un compuesto en el que hay
dos enlaces covalentes dobles entre el átomo de C y los átomos de O. El átomo
de C tiene 4 electrones externos y necesita otros 4 electrones para adquirir la
configuración electrónica del Ne. El O tiene 6 electrones externos y necesita 2
electrones para adquirir la configuración electrónica del Ne. Por lo tanto si
cada átomo de C aporta dos pares de electrones para unirse con dos átomos
de O (cada uno de los cuales aporta un par de electrones) todos adquieren la
configuración electrónica del gas noble más próximo.
Que se representa: O :: C :: O o también: O = C = O,
Reemplazando cada par de electrones del enlace covalente por una línea
horizontal entre los dos átomos.
3.- Unión covalente triple: ocurre cuando dos átomos comparten tres pares
de electrones, con el aporte de tres electrones por cada átomo. Esta unión se
representa por tres líneas horizontales paralelas ubicada entre ellos.
Por ejemplo el cianuro de hidrógeno (HNC) es un compuesto que
presenta un enlace covalente simple H-C y un enlace covalente triple entre C y
... ...
... ...
O H H O H H
C O O C O O
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
73
N. El átomo de carbono tiene 4 electrones externos y necesita otros 4
electrones para adquirir la configuración electrónica estable del Ne. Un
electrón es aportado por un átomo de H para unirse a C, que también aporta
un electrón para formar un enlace covalente simple H-C. Pero C aún necesita
tres electrones, que son aportados por un átomo de N y dispone de tres
electrones para aportar a dicho enlace. A su vez N, que tiene 5 electrones
externos, también adquiere la configuración electrónica del Ne que lo hace
químicamente estable.
Cuyas uniones se representan: H : C :: N o también: H – C N
El orden de las fuerzas de los enlaces covalentes son: enlace triple >
enlace doble > enlace simple
4.- Unión covalente coordinada: ocurre cuando solamente uno de los átomos
que se unen aporta un par de electrones. Este átomo ya tiene ocho electrones
externos, pero aporta un par para facilitar que el otro átomo adquiera una
configuración electrónica estable. En algunos casos un mismo átomo puede
aportar dos pares de electrones. Esta unión se representa con una flecha
horizontal que apunta al átomo que recibe el par de electrones.
Un ejemplo es el dióxido de azufre (SO2), compuesto en que los tres
átomos tienen 6 electrones externos. Uno de los enlaces entre S=O es
covalente doble y el otro es covalente coordinado (S O):
Las uniones se representan: O :: S : O o también:
Según que la diferencia de electronegatividades sea cero o mayor que
cero y menor que 2, las uniones covalente se clasifican en:
..
O O S
... ... O O S S
O O
N ... ... N H C C H
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
74
1.- Unión covalente pura: este tipo de unión se da únicamente cuando se
unen dos átomos de un mismo elemento, donde cada uno aporta el mismo
número de electrones y cuya diferencia de electronegatividad es cero (unión no
polar).
Corresponde a las uniones de los átomos que forman las sustancias
simples o elementales. El enlace puede ser simple (cuando se comparte un par
de electrones), doble (cuando se comparten dos pares de electrones) o triple
(cuando se comparten 3 pares de electrones). Los electrones se comparten
porque los átomos buscan estabilidad química, adquiriendo la configuración
electrónica del gas noble más próximo.
Por ejemplos:
1.- La molécula de cloro (Cl2) está formada por dos átomos de Cl,
unidos entre sí por un enlace covalente puro simple, cada uno de los cuales
aporta un electrón, para adquirir la configuración electrónica del gas noble Ar.
Que se representa: Cl : Cl o también: Cl - Cl
2.- La molécula de oxígeno (O2) está formada por dos átomos de O
unidos por un enlace covalente puro doble, en que cada átomo de O aporta un
par de electrones.
La unión se representa: O :: O o también: O = O
3.- En la molécula de nitrógeno (N2) cada átomo de N aporta 3
electrones para formar un enlace covalente puro triple.
Y se representa: N :: N o también: N N
... Cl Cl Cl
... O O O O
... N N N N
..
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
75
2.- Unión covalente polar: unión que ocurre entre dos átomos de distintos
elementos, cuya diferencia de electronegatividad es mayor que cero y menor
que 2. Los ejemplos dados para las uniones covalentes simple, doble y triple,
corresponden a uniones covalentes polares.
En general para definir si un enlace es covalente o iónico se puede usar
el siguiente criterio:
1.- Cuando la diferencia de electronegatividades de Pauling es menor que 2, se
considera el enlace covalente (los átomos que se unen comparten electrones
externos) y por lo tanto el compuesto es covalente.
2.- Si la diferencia de electronegatividades de Pauling es igual o mayor que 2,
el enlace se considera el iónico (los átomos se unen por fuerzas de atracción
electrostática entre dos especies iónicas de distintos signos) y se trata de un
compuesto iónico.
Las electronegatividades de Pauling de los elementos químicos, son
datos tabulados, disponibles en la tabla periódica de los elementos.
UNIÓN METÁLICA
Este tipo de unión ocurre entre átomos típicamente metálicos de un
mismo elemento y aún de diferentes elementos en las aleaciones metálicas.
Consiste en un enrejado tridimensional de átomos que se mantienen
fuertemente unidos compartiendo sus electrones externos, los que se mueven
con suma facilidad dentro del enrejado debido al bajo potencial de ionización de
estos elementos. Estos electrones se mueven libremente y dejan de pertenecer
a cada átomo para pertenecer al enrejado (que puede considerarse como un
conjunto de cationes fuertemente unidos entre sí).
La libre movilidad de los electrones externos es responsable de las
propiedades características de los elementos metálicos, tales como brillo
metálico, ductilidad, maleabilidad, buenos conductores del calor y la
electricidad, etc. En general, los elementos metálicos presentan este tipo de
unión. Por ejemplos, Cu, Ag, Au, Al, Zn, Fe, etc.
Au1+ Au1+
Au1+
Au1+
Au1+ Au1+
Au1+ Au1+
Au1+
Au1+
Au1+
Au1+
Au1+ Au1+
Au1+
Au1+
Au1+ Au1+ Au1+
Au1+ Au1+
Au1+ Au1+ Au1+
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
76
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 6 UNIONES DE LOS ÁTOMOS PARA FORMAR LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS
Guía de estudio 1.- ¿Por qué la mayoría de elementos químicos se unen para formar distintas
sustancias?. 2.- ¿Qué propiedades debe tener un elemento químico para que se encuentre
libre en la naturaleza?. Dar ejemplos. 3.- ¿Qué tipos de uniones pueden darse entre los elementos químicos?. 4.- ¿Cuándo se produce una unión iónica entre dos elementos?. Describa el
proceso. Dar ejemplos. 5.- ¿Cuándo se produce una unión covalente entre dos elementos?. 6.- ¿En base a qué y cómo se clasifican las uniones covalentes?. 7.- ¿Qué es una unión covalente simple?. Dar ejemplos. 8.- ¿Qué es una unión covalente doble?. Dar ejemplos. 9.- ¿Qué es una unión covalente triple?. Dar ejemplos. 10.- ¿Qué es una unión covalente coordinada?. Dar ejemplos. 11.- ¿Qué es una unión covalente pura?. Dar ejemplos. 12.- Describir la unión metálica y dar ejemplos.
Actividades
1.- Haciendo uso de los valores tabulados de electronegatividades completar la siguiente tabla, marcando con una X el casillero correspondiente (en compuestos con más de un enlace, considerar que todos son iguales).
Sustancia Iónica Covalente(polar)
Covalentepura
NaF CO CH4 H2S N2
RbBr H2O Cl2
NH3 Respuestas: uniones iónicas: NaF y RbI – uniones covalentes polares: CO, CH4, H2S, H2O y NH3 – unión covalente pura: N2 y Cl2. 2.- A partir de la ubicación de los elementos químicos en la tabla periódica, seleccionar 5 elementos de carácter típicamente metálico y 5 elementos de carácter típicamente no metálicos que puedan formar compuestos iónicos.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
77
Verificar luego si ello se cumple usando la tabla de valores de electronegatividades de los elementos. Respuesta: consultar con el profesor del curso o con el autor del libro. 3.- Usando la tabla de valores de electronegatividades de los elementos químicos, verificar si teóricamente es posible la formación de compuestos iónicos a partir de dos elementos no metálicos. En caso positivo dé al menos un ejemplo. Respuesta: evaluar con el profesor del curso o consultar con autor del libro.
4.- Dados los siguientes pares de elementos: F-Na, N-H, O-F, K-Cl, C-H, Li-Br ,
y Ca-S, indicar en cada caso que tipo de enlace podría darse entre ellos y ordenarlos de menor a mayor carácter iónico, comparando valores de diferencias de electronegatividades. Respuesta: enlaces covalentes polares: N-H, O-F, C-H y Ca-S. Enlaces iónicos: F-Na , K-Cl y Fr-Br. En general , ordenados de menor a mayor carácter iónico: C-H, O-F, N-H, Ca-S, Fr-Br, K-Cl y Na-F. 5.- Suponga que las letras A, B, C y D representan los símbolos de cuatro elementos químicos diferentes cuyos valores de electronegatividades relativas son: A = 3,0; B=1,8; C = 2,4 y D = 1,6. Ordenar los enlaces A-B, A-D, B-D y AC en orden creciente de carácter covalente de izquierda a derecha. Respuesta: A-D, A-B, A-C y B-D. 6.- Sabiendo que el elemento A tiene número atómico Z, el elemento B tiene número atómico (Z+1) y el elemento C tiene número atómico (Z+2), y que el elemento B es un gas inerte:
a) Diga a qué grupos de la tabla periódica pertenecen A y C. b) Si A forma un compuesto binario con otro elemento X ubicado
inmediatamente por encima de él en la Tabla Periódica. ¿Que tipo de enlace habrá entre ellos?. ¿Por qué?.
c) Si A forma un compuesto binario con C. ¿Qué tipo de enlace habrá entre ellos?. ¿Por qué?.
Respuestas: a) A: grupo VIIA o 17 y C: grupo IA o 1; b) Covalente, porque la diferencia de electronegatividades de Pauli entre dos elementos consecutivos de un mismo grupo es siempre menor que 2; c) iónico, porque la diferencia de electronegatividades de Pauli entre un elemento del grupo 1 y un elemento del grupo 17 es muy probablemente igual o mayor que 2.
7.- Un elemento X pertenece grupo 17 de la tabla periódica y al periodo 2 y otro elemento M tiene Z=16.
a.- Con ayuda de la tabla periódica de los elementos diga de que elementos se trata.
b.- ¿Qué tipo de enlace habría en un compuesto X-M?.¿Por qué?. Respuestas: a) X es el elemento F y M es el elemento S; b) Covalente, porque la diferencia de electronegatividades de Pauli entre estos elementos es menor que 2.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
78
CAPÍTULO 7
CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS. FÓRMULAS QUÍMICAS
CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS
En general, las sustancias químicas pueden ser clasificadas en
Sustancias simples o elementales y sustancias compuestas.
SUSTANCIAS SIMPLES O ELEMENTALES
Son aquellas formadas por una sola clase de átomos (un solo
elemento). Por ejemplos, el hidrógeno (H2), el oxígeno (O2), el ozono (O3), el
helio (He), el hierro (Fe), la plata (Ag), etc.
SUSTANCIAS COMPUESTAS O COMPUESTOS
Son las sustancias formadas por dos o mas clases de átomos (es decir
por dos o más elementos diferentes). La mayoría de las sustancias son
compuestos. Por ejemplos: el cloruro de sodio (NaCl), el agua (H2O), el dióxido
de carbono (CO2), hidróxido de sodio (NaOH), el ácido sulfúrico (H2SO4), el
bicarbonato de sodio (NaHCO3), etc.
CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS
Los compuestos pueden ser clasificados de distintas maneras:
1.- Según el número de elementos diferentes que hay en su fórmula
química se clasifican en COMPUESTOS BINARIOS, TERNARIOS y
CUATERNARIOS. Así, por ejemplos, el NaCl, el H2O y el CO2 son compuestos
binarios; el NaOH y el H2SO4 son compuestos ternarios y el NaHCO3 es un
compuesto cuaternario.
2.- Teniendo en cuenta las clases de elementos que lo constituyen, se
clasifican en compuestos orgánicos y compuestos inorgánicos, aún cuando
esta división no es taxativa.
COMPUESTOS ORGÁNICOS
Estos compuestos se caracterizan porque en su fórmula química
siempre se encuentra presente el elemento carbono, combinado con otros
elementos que pueden ser hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y/o azufre. Son
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
79
estudiados detalladamente por la Química Orgánica (también llamada Química
del Carbono). El nombre de “orgánicos” proviene de la antigua creencia de que
estas sustancias solo podían obtenerse de los seres vivos.
Los químicos orgánicos estudian la estructura de las moléculas
orgánicas, sus propiedades químicas y métodos de síntesis.
Los hidratos de carbono, los alcoholes, las proteínas, las grasas, las
vitaminas, la mayoría de los medicamentos, etc. son compuestos orgánicos.
Las siguientes sustancias: metano (CH4), propano (C3H8), butano (C4H10),
etanol (CH3-CH2OH), acetileno (C2H4), benceno (C6H6), anilina (C6H5NH2), ácido
acético (CH3-COOH), etc., son ejemplos de compuestos orgánicos.
Por conveniencia, algunos compuestos que contienen carbono, tales
como monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de
carbono (CS2), cianuros (CN-), carbonatos (CO32-), bicarbonatos (CO3H-), etc.,
son incluidos dentro de los compuestos inorgánicos.
COMPUESTOS INORGÁNICOS
Dentro de este grupo se incluyen todos los compuestos que no poseen
el elemento carbono en su fórmula química, con las excepciones arriba
mencionadas.
Las nomenclaturas y fórmulas químicas de las sustancias inorgánicas
serán estudiadas en detalle a partir del Capítulo 8 de este libro.
3.-Considerando el tipo de unión entre los átomos que forman los compuestos,
se clasifican en compuestos covalentes y compuestos iónicos.
COMPUESTOS COVALENTES
Los compuestos covalentes son aquellos en los que todas las uniones
químicas de la molécula son covalentes. Por ejemplos: el monóxido de carbono
(CO) es un compuesto binario covalente porque la unión entre C-O es
covalente; el agua (H2O) es un compuesto ternario covalente porque los dos
enlaces H-O tienen carácter covalente; el metano (CH4) es un compuesto
covalente porque los 4 enlaces C-H son covalentes.
COMPUESTOS IÓNICOS
Un compuesto se considera iónico cuando al menos una unión es iónica,
aún cuando también presente enlaces covalentes. Por ejemplos: el cloruro de
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
80
sodio (NaCl) es un compuesto binario iónico porque el enlace entre Na y Cl es
iónico; el nitrato de potasio (KNO3) también es considerado un compuesto
iónico porque el enlace entre O-K es iónico, aún cuando los tres enlaces entre
N y O son covalentes.
FÓRMULA QUÍMICA
La Fórmula Química se usa para expresar la composición (clase y
número de elementos) de las sustancias químicas. Existen dos tipos de
fórmulas químicas: fórmulas moleculares y fórmulas empíricas o
mínimas.
FÓRMULA MOLECULAR
Se usa para expresar la composición de sustancias covalentes, es decir
aquellas sustancias en que todos los átomos están unidos mediante enlaces
covalentes (sustancias simples y compuestos covalentes) y siempre expresa al
número real de átomos que forman la molécula.
Ejemplos:
Sustancia Fórmula molecular Composición
hidrógeno H2 2 átomos de H
oxígeno O2 2 átomos de O
agua H2O 2 átomos de H y 1 átomo de O
dióxido de carbono CO2 1 átomo de C y 2 átomos de O
FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA
Los compuestos iónicos cristalinos no están constituidos por unidades
moleculares, sino que forman un empaquetamiento tridimensional de iones
(ver Capítulo 7 – página 70) cuya unidad estructural microscópica que
mantiene las propiedades del todo y es eléctricamente neutra (equivalente al
concepto de molécula), es la llamada “celda unidad”, la que presenta una
relación entre iones que generalmente es un múltiplo de la relación mínima
que expresa la fórmula mínima o empírica.
La fórmula química de los compuestos iónicos no corresponde a la
relación de iones de la “celda unidad”, sino a la menor relación entre ellos que
permite la electroneutralidad, llamada fórmula mínima o empírica y en la que
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
81
por convención, no se indican las cargas de los iones que la constituyen. Por
ejemplo en la celda unidad del compuesto iónico cloruro de sodio, cada ion
sodio se rodea de seis iones cloruros y cada ion cloruro se rodea de seis iones
sodio. La relación entre iones en la celda unidad es de 6 iones sodio a 6 iones
cloruro (que se indica 6:6). Sin embargo la relación mínima que permite la
electroneutralidad es 1:1 y por lo tanto su fórmula mínima o empírica es: NaCl
(sin indicar las cargas de los iones).
Resumiendo, las sustancias químicas se representan mediante
fórmulas químicas. Un compuesto covalente se representa mediante una
fórmula molecular. Un compuesto iónico se representa mediante una
fórmula mínima o empírica.
Como regla general la IUPAC recomienda escribir las fórmulas
químicas de los compuestos, ordenando los elementos de izquierda a derecha,
de menos a más electronegativo.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
82
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 7 CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS Y FÓRMULAS QUÍMICAS
Guía de estudio 1.- ¿Cuáles son las sustancias simples o elementales?. Dar ejemplos. 2.-¿Cuáles sustancias químicas son consideradas compuestos?. Dar ejemplos. 3.- Clasificar los compuestos según el número de elementos diferentes que lo
forman. Dar ejemplo de cada uno de ellos. 4.- ¿En general, qué compuestos son considerados orgánicos?. Dar ejemplos. 5.- ¿Qué compuestos con considerados inorgánicos?. Dar ejemplos. 6.- Definir compuestos covalentes. Dar ejemplos. 7.- Definir compuestos iónicos. Dar ejemplos. 8.- Concepto de fórmula química. Tipos de fórmulas químicas. 9.- ¿Qué representa la fórmula química molecular?. Dar ejemplos. 10.-¿Qué representa la fórmula química mínima o empírica?. Dar ejemplos.
Actividades
1.- Dadas las fórmulas químicas de las sustancias: CO2, KCl, O3, H2O, CH4, Br2, NaOH, HF, Ag y CS2. Ubicar cada una de ellas en el sitio correcto en la columna Fórmula Química de la siguiente tabla, indicando con una X cuáles de las propiedades indicadas en las restantes columnas le corresponden:
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 2.- Escribir cinco compuestos iónicos inorgánicos y explicar que criterios usó para ello. Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
Fórmula Química
Molecular Mínima
Sustancia Simple
Compuesto
Molecular Iónico Binario Ternario Cuaternar.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
83
3.- Escribir cinco compuestos covalentes inorgánicos y explicar que criterios usó para ello. Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 4.- Dadas las siguientes fórmulas químicas de compuestos: NaOCl, NO, Ca(NO3)2, FeCl3, K2CO3, SO2, K2Cr2O7, KNaSO4, Na2O y C2H6.
a) Agrupar los compuestos binarios, los ternarios y los cuaternarios. b) Sabiendo que en los compuestos ternarios y cuaternarios el elemento
oxígeno se une al/a los elemento/s metálico/s por una parte y al elemento no metálico por otra parte, actuando de nexo entre ambos; clasificar estos compuestos en iónicos o moleculares.
c) Agrupar fórmulas químicas moleculares y las fórmulas químicas mínimas o empíricas.
Respuestas: a) Compuestos binarios: NO, FeCl3, SO2, Na2O. Compuestos ternarios: NaOCl, Ca(NO3)2, FeCl3, K2CO3 y K2Cr2O7. Compuestos cuaternarios: KNaSO4. - b) Compuestos iónicos: NaClO, Ca(NO3)2, FeCl3, K2CO3, K2Cr2O7, KNaSO4 y Na2O. Compuestos covalentes: NO, SO2, y C2H6. – c) Fórmulas químicas moleculares: NO, SO2, y C2H6.Fórmulas químicas mínimas o empíricas: NaClO, Ca(NO3)2, FeCl3, K2CO3, K2Cr2O7, KNaSO4 y Na2O.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
84
CAPÍTULO 8
SUSTANCIAS QUÍMICAS INORGÁNICAS. CLASIFICACIÓN GENERAL.
COMPUESTOS BINARIOS. HIDRUROS. HIDRÁCIDOS. SALES BINARIAS
INTRODUCCIÓN
Se consideran sustancias inorgánicas a todas aquellas que no poseen el
elemento carbono en su fórmula química. Aún cuando algunos compuestos que
contienen carbono son incluidos y estudiados dentro de los compuestos
inorgánicos (ver Capítulo 7 – página 80), este criterio es el que prevalece para
clasificar a las sustancias inorgánicas.
Algunos autores consideran que las sustancias inorgánicas son
aquellas que constituyen los materiales inertes. Pero actualmente se sabe que
muchas sustancias inorgánicas participan en procesos biológicos y son
indispensables para el normal funcionamiento de los organismos vivos. De
hecho la bioinorgánica es una ciencia en pleno auge que estudia el rol de las
sustancias inorgánicas en los procesos biológicos.
Las uniones entre los elementos químicos han dado origen a una gran
variedad de sustancias inorgánicas, que en la naturaleza pueden encontrarse
en alguno de los estados de agregación de la materia (sólido, líquido, gaseoso).
Las sustancias inorgánicas simples o elementales son aquellas
formadas por una sola clase de átomos, los que se encuentran unidos por
enlaces covalentes puros. Ejemplos: H2, O2, O3, He, Fe, etc.
Los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados de acuerdo a
distintos criterios. El autor de este libro considera más conveniente la
clasificación sobre la base del número de elementos químicos diferentes que
constituyen la fórmula química del compuesto:
Los compuestos binarios son aquellos constituidos por dos elementos
diferentes (independientemente del número de cada uno de ellos presentes en
su fórmula química). Ejemplos: HCl, N2O, BaS, Fe2O3, CO2, Mn2O7, etc.
Los compuestos ternarios están constituidos por tres elementos
diferentes (independientemente del número de cada uno de ellos presentes en
su fórmula química). Ejemplos: Na2CO3, KOH, H2SO4, etc.
Los compuestos cuaternarios tienen cuatro elementos químicos
diferentes (independientemente del número de cada uno de ellos presentes en
su fórmula química). Ejemplos: NaHCO3, KNaSO4, etc.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
85
CLASIFICACIÓN GENERAL DE LAS SUSTANCIAS INORGÁNICAS
Sustancias Inorgánicas
Sustancias Simples o Elementales: H2, O2, O3, N2, He, Cu, Fe, Ag, etc.
Compuestos
Binarios
Ternarios
Cuaternarios
Hidruros
Metálicos: BaH2, CaH2, LiH, NaH, KH, etc. No Metálicos: HCl(g), HF(g), H2S(g), H3N. etc.
Hidrácidos HCL(aq), HF(aq),, H2S(aq), etc.
Sales neutras KI, NaCl, CaF2, FeS, AlCl3, etc.
Óxidos
Metálicos: Na2O, CaO, MgO, Al2O3, PbO2, etc. No Metálicos: NO2, SO3, CO2, N2O5, etc.
Peróxidos K2O2, H2O2, Na2O2, etc.
Oxosales
Oxácidos H2CO3, HNO3, HIO, H2SO4, etc.
Hidróxidoso Bases
HOH, NaOH, Ba(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, etc.
K2SO4, Na2CO3, etc.
Sales ácidas derivadas de hidrácidos NaHS, Ca(SH)2, etc.
Sales de amonio derivadas de hidrácidos
NH4Cl, NH4I, etc.
Oxosales ácidas NaHSO4, KHCO3, etc.
Sales básicas MgOHCl, Cu(OH)2CO3
Sales DoblesKAl(SO4)2, LiKSO4, etc
Oxosales de amonio (NH4)SO4, NH4IO3, etc. (excepto el NH4NO3)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
86
COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS
(Para obtener la fórmula química de compuestos binarios ver página 99)
HIDRUROS
Los hidruros son compuestos binarios constituidos por hidrógeno (H)
y otro elemento (metálico o no metálico). El elemento unido a H siempre actúa
con su menor número de oxidación.
De acuerdo al elemento que esta unido a H se clasifican en:
HIDRUROS METÁLICOS O IÓNICOS O SALINOS
Hidruros formados por hidrógeno (H) y un elemento metálico.
Ejemplos:
NaH , CaH2, PbH4, etc.
HIDRUROS NO METÁLICOS
Hidruros formados por hidrógeno (H) y un elemento no metálico.
Ejemplos:
HCl, H2S, etc.
NOMENCLATURAS
1.- Hidruros metálicos: se antepone hidruro de seguido del nombre del
elemento metálico.
Ejemplos:
LiH - hidruro de litio
CaH2 - hidruro de calcio
2.- Hidruros no metálicos: se antepone el nombre del elemento no
metálico terminado en uro, seguido de: de hidrógeno.
Ejemplos:
H2S - sulfuro de hidrógeno
HCl - cloruro de hidrógeno
HI - yoduro de hidrógeno
Excepciones: los siguientes hidruros se identifican mediante un nombre
especial, que no corresponde ninguna de las nomenclaturas anteriores.
H3N - amoníaco
AsH3 - arsina
SbH3 - estibina
H4C - metano
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
87
HIDRÁCIDOS
Los hidrácidos son compuestos binarios constituidos por hidrógeno
(H) y elemento no metálico.
Se obtienen por disolución de los halogenuros de hidrógeno y del
sulfuro de hidrógeno (que se encuentran al estado gaseoso) agua en para dar
los respectivos iones.
Ejemplo:
HCl (g) + H2O Cl1-(aq) + H3O1+(aq)
Por convención el ion H3O+, se escribe simplemente H+, por lo que:
HCl (g) + H2O Cl1-(aq) + H3O1+(aq) Cl1- + H1+
Que simplificando, se puede representar del siguiente modo:
HCl (g) HCl (aq)
NOMENCLATURA
Se antepone la palabra ácido seguida del nombre del elemento no
metálico terminado en hídrico
Ejemplos:
HCl - ácido clorhídrico
H2S - ácido sulfhídrico
SALES BINARIAS
Son compuestos binarios constituidos por elemento metálico y
elemento no metálico (sales neutras derivadas de hidrácidos).
Ejemplos:
NaCl, FeS, K2S, etc.
NOMENCLATURAS
1.- Nomenclatura clásica o funcional
cloruro de hidrógeno ion cloruro ion hidronio
cloruro de hidrógeno (hidruro)
ácido clorhídrico (hidrácido)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
88
1.1.- Para sales binarias de elemento metálico que tiene un solo número de
oxidación (Na, Li, K, Ca, etc.): se escribe el nombre del elemento no
metálico terminado en uro, seguido de la preposición de y del nombre
del elemento metálico.
Ejemplos:
NaCl - cloruro de sodio
CaS - sulfuro de calcio
KI - yoduro de potasio
1.2.- Para sales binarias de elemento metálico que actúa con dos números
de oxidación (Fe, Co, Ni, Cu, Sn, Pb, etc.):
1.2.1.- Con el menor número de oxidación: se escribe el nombre del
elemento no metálico terminado en uro, seguido del nombre del
elemento metálico terminado en oso.
Ejemplos:
FeCl2 - cloruro ferroso
PbS - sulfuro plumboso
1.2.2.- Con el mayor número de oxidación: se escribe el nombre del
elemento no metálico terminado en uro, seguido del nombre del
elemento metálico terminado en ico.
Ejemplos:
FeCl3 - cloruro férrico
PbS2 - sulfuro plúmbico
2.- Nomenclaturas moderna y sistemática de Stock
2.1.- Sales binarias de elemento metálico que tiene un solo número de
oxidación (Na, Li, K, Ca, etc.): ídem a la nomenclatura clásica.
2.2.- Sales binarias de elemento metálico que actúa con dos números de
oxidación (Fe, Co, Ni, Cu, Sn, Pb, etc.): nombre del elemento no
metálico, terminado en uro, seguido de la preposicion de y el nombre
del elemento metálico, indicando entre paréntesis y en números
romanos, el número de oxidación del elemento metálico.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
89
Ejemplos:
FeCl2 - cloruro de hierro (II)
PbS - sulfuro de plomo (II)
FeCl3 - cloruro de hierro (III)
CuCl2 - cloruro de cobre (II)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
90
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 8 SUSTANCIAS QUÍMICAS INORGÁNICAS. CLASIFICACIÓN
GENERAL. COMPUESTOS BINARIOS. HIDRUROS. HIDRÁCIDOS.
SALES BINARIAS
Guía de estudio
1.- ¿Qué sustancias químicas son consideradas inorgánicas?. ¿Existen
excepciones?. ¿Cuáles son?. 2.- ¿Qué estudia la bioinorgánica?. 3.- Clasificación general de las sustancias inorgánicas. 4.- Definir sustancias simples inorgánicas. Dar ejemplos. 5.- Definir compuestos inorgánicos. Dar ejemplos. 6.- Definir compuestos inorgánicos binarios. Dar ejemplos. 7.- Definir compuestos inorgánicos ternarios. Dar ejemplos. 8.- Definir compuestos inorgánicos cuaternarios. Dar ejemplos. 9.- Definir hidruros en base a su composición. Clasificación. Ejemplos. 10.- Nomenclaturas de los hidruros. Dar ejemplos. 11.-Definir hidrácidos en base a su composición. Nomenclaturas. Ejemplos. 12.-Definir sales binarias en base a su composición. Dar ejemplos. 13.-Nomenclaturas de las sales binarias. Dar ejemplos.
Actividades
1.- Completar el siguiente cuadro referido a hidruros. Indicar con una X en el casillero correspondiente si el hidruro es metálico o no metálico. Para obtener la fórmula química de los hidruros ver página 99 de este libro.
Nomenclatura Fórmula Química
Hidruro Metálico
Hidruro No Metálico
cloruro de hidrógeno H3N
fluoruro de hidrógeno KH
seleniuro de hidrógeno PbH4
estibina SH2
bromuro de hidrógeno CaH2
hidruro de sodio HI
Arsina PH3
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
91
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
2.- ¿Qué ocurre si a los hidruros no metálicos de elementos de los grupos VIA y VIIA del ejercicio anterior, se los hacen burbujear en un recipiente con agua?. Para cada caso formule y escriba la nomenclatura correspondiente. Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 3.- Por combinación de los siguientes elementos metálicos: Na, K, Li, Ca, Ba, Fe y Ni con los siguientes elementos no metálicos: F, Cl y S; escribir en la siguiente tabla las fórmulas químicas de las sales binarias que podrían formarse. Para obtener la fórmula química de las sales binarias ver página 99 de este libro.
Fórmula Química
Nomenclatura Clásica Nomenclatura Moderna y Sistemática de Stock
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
92
CAPÍTULO 9
COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS. ÓXIDOS Y PERÓXIDOS
ÓXIDOS
Los óxidos son compuestos binarios constituidos por oxígeno y otro
elemento (metálico o no metálico)
Ejemplos:
K2O, CaO, CO2, N2O3, etc.
ÓXIDOS BÁSICOS
Son compuestos binarios constituidos por oxígeno y elemento
metálico.
Ejemplos:
CaO, Na2O, FeO, Fe203, etc.
El carácter básico de estos óxidos, se debe a que reaccionan con ácidos
para dar como producto una sal.
No todos los óxidos básicos son solubles en agua. Los que se disuelven
en agua dan compuestos denominados bases o hidróxidos que se estudiarán
más adelante.
NOMENCLATURAS
1.- Nomenclatura clásica o funcional
1.1.- Óxidos básicos de elemento metálico que tiene un solo número de
oxidación (Na, K, Li, Ca, Mg, etc.): se antepone óxido de seguido del
nombre del elemento metálico.
Ejemplos:
Na2O - óxido de sodio
ZnO - óxido de zinc
CaO - óxido de calcio
Li2O – óxido de litio
1.2.- Óxidos básicos de elemento metálico que actúa con dos números de
oxidación (Fe, Co, Ni, Cu, Sn, Pb, etc.).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
93
1.2.1.- Con el menor número de oxidación: se antepone la palabra
óxido seguida del nombre del elemento metálico terminado en oso.
Ejemplos:
FeO - óxido ferroso
PbO – óxido plumboso
Cu2O - óxido cuproso
NiO – óxido niqueloso
1.2.2.- Con el mayor número de oxidación: se antepone la palabra
óxido seguida del nombre del elemento metálico terminado en ico.
Ejemplos:
Fe2O3 - óxido férrico
PbO2 – óxido plúmbico
CuO – óxido cúprico
Ni2O3 – óxido niquélico
2.- Nomenclaturas moderna y sistemática de Stock
2.1.- Óxidos básicos de elemento metálico que tiene un solo número de
oxidación (Na, K, Li, Ca, Mg, etc.): ídem a la nomenclatura clásica o
funcional.
2.2.- Óxidos básicos de elemento metálico que actúa con dos números de
oxidación (Fe, Co, Ni, Cu, Sn, Pb, etc.): se antepone óxido de seguido
del nombre del elemento metálico indicando entre paréntesis y en
números romanos, el número de oxidación del elemento metálico.
Ejemplos:
FeO – óxido de hierro (II)
Fe2O3 - óxido de hierro (III)
PbO – óxido de plomo (II)
PbO2 – óxido de plomo (IV)
3.- Nomenclatura estequiométrica o de prefijos griegos
Se indica primero el número de átomos de oxígeno (monóxido,
dióxido, trióxido, etc.), seguido de la preposición de y del número de átomos
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
94
del elemento metálico (mono…, di…, tri…, etc.) y su nombre (el prefijo
mono se omite para el elemento metálico).
Ejemplos:
K2O - monóxido de dipotasio
Fe2O3 - trióxido de dihierro
FeO - monóxido de hierro
PbO – monóxido de plomo
PbO2 – dióxido de plomo
ÓXIDOS ÁCIDOS
Son compuestos binarios constituidos por oxígeno y elemento no
metálico.
Ejemplos:
CO2 , N2O5 , SO2, I2O, etc.
El carácter ácido se debe a que el óxido reacciona con una base para
dar una sal como producto.
Los óxidos ácidos que dan oxácidos cuando se disuelven en agua, se
denominan anhídridos.
En general los elementos no metálicos forman óxidos ácidos con
números de oxidación (+), porque el oxígeno es más electronegativo (excepto
para el flúor que tiene mayor electronegatividad que el oxígeno). .
NOMENCLATURAS 1.- Nomenclatura clásica o funcional (sólo válida para anhídridos)
1.1.- Para elemento no metálico que forma anhídrido con un solo número
de oxidación (C, etc.): se antepone la palabra anhídrido seguida del
nombre del elemento no metálico terminado en ico.
Ejemplo:
CO2 - anhídrido carbónico
Nota: el CO no es considerado anhídrido porque es insoluble en agua, pero es
un óxido ácido.
1.2.- Para elemento no metálico que forma anhídridos con dos números de
oxidación (S, N, etc.).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
95
1.2.1.- Con el menor número de oxidación: se antepone la palabra
anhídrido seguida del nombre del elemento no metálico terminado en
oso.
Ejemplos:
SO2 - anhídrido sulfuroso
N2O3 - anhídrido nitroso
1.2.2.- Con el mayor número de oxidación: se antepone la palabra
anhídrido seguida del nombre del elemento no metálico terminado en
ico.
Ejemplos:
SO3 - anhídrido sulfúrico
N2O5 - anhídrido nítrico
1.3.- Para elemento no metálico que forma anhídridos con cuatro números
de oxidación (Cl, Br, I). Estos elementos forman anhídridos con los
siguientes números de oxidación: +1, +3, +5 y +7.
1.3.1.- Con número de oxidación +1: se antepone la palabra anhídrido
seguida del nombre del elemento no metálico al que se le antepone el
prefijo hipo y terminado en oso.
Ejemplos:
Cl2O - anhídrido hipocloroso
Br2O - anhídrido hipobromoso
I2O - anhídrido hipoiodoso
1.3.2.- Con número de oxidación +3: se antepone la palabra anhídrido
al nombre del elemento no metálico terminado en oso.
Ejemplos:
Cl2O3 – anhídrido cloroso
Br2O3 – anhídrido bromoso
I2O3 - anhídrido iodoso
1.3.3.- Con número de oxidación +5: se antepone la palabra anhídrido
al nombre del elemento no metálico terminado en ico.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
96
Ejemplos:
Cl2O5 – anhídrido clorico
Br2O5 - anhídrido bromico
I2O5 - anhídrido iodico
1.3.4.- Con número de oxidación +7: se antepone la palabra anhídrido
seguida del nombre del elemento no metálico al que se le antepone el
prefijo per y terminado en ico.
Ejemplos:
Cl2O7 - anhídrido perclorico
Br2O7 - anhídrido perbromico
I2O7 - anhídrido periodico
2.- Nomenclaturas moderna y sistemática de Stock (válida para todos los
óxidos ácidos)
2.1.- Para elemento no metálico que forma óxido ácido con un solo número
de oxidación (Si, etc.): se anteponen las palabras óxido de seguida del
nombre del elemento no metálico.
Ejemplo:
Si02 - óxido de silicio
(No se incluye C, porque forma dos óxidos ácidos: CO y CO2)
2.2.- Para elemento no metálico que forma óxidos ácidos con más de un
número oxidación (S, N, P, Cl, Br, I, etc.): se antepone óxido de seguido
del nombre del elemento no metálico indicando entre paréntesis y en
números romanos, su número de oxidación.
Ejemplos:
S02 - óxido de azufre (IV)
S03 - óxido de azufre (VI)
NO - óxido de nitrógeno (II)
N2O3 - óxido de nitrógeno (III)
NO2 - óxido de nitrógeno (IV)
N2O5 - óxido de nitrógeno (V)
Cl2O - óxido de cloro (I)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
97
Cl2O3 -óxido de cloro (III)
Cl2O5 -óxido de cloro (V)
Cl2O7 -óxido de cloro (VII)
3.- Nomenclatura estequiométrica o de prefijos griegos
En todos los casos, se nombra el número de átomos de oxígeno
(monóxido, dióxido, trióxido, etc.), seguido de la preposición de y del
número de átomos del elemento no metálico (mono…, di…, tri…, etc.) y su
nombre (el prefijo mono se omite para el elemento no metálico).
Ejemplos:
S02 - dióxido de azufre
S03 - trióxido de azufre
Br2O - monóxido de dibromo
Br2O3- trióxido de dibromo
Br2O5- pentóxido de dibromo
Br2O7- heptóxido de dibromo
NO - monóxido de nitrógeno
N2O3 - trióxido de dinitrógeno
NO2 - dióxido de nitrógeno
N2O5 - pentóxido de dinitrógeno
Algunos casos especiales
El cromo y el manganeso como elementos, es decir con número de
oxidación cero, tienen propiedades metálicas.
Con números de oxidación +2 y +3 presentan carácter metálico
formando óxidos básicos. Se usan las nomenclaturas correspondientes a los
óxidos básicos, aunque la nomenclatura clásica no es habitualmente
empleada en estos casos.
CrO - óxido de cromo (II)
monóxido de cromo
Cr2O3 - óxido de cromo (III)
trióxido de dicromo
MnO - óxido de manganeso (II)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
98
monóxido de manganeso
Mn2O3 - óxido de manganeso (III)
trióxido de dimanganeso
Manganeso con número de oxidación +4, forma el MnO2 óxido de
manganeso (IV) o también dióxido de manganeso de carácter anfótero (ya
que no presenta propiedades ácidas ni básicas). En estos casos se usan la
nomenclatura moderna o sistemática de Stock y la estequiométrica.
MnO2 - óxido de manganeso (IV)
dióxido de manganeso
Con sus mayores números de oxidación: +6 y +7 para Mn y +6 para
Cr, los respectivos óxidos presentan carácter no metálico, formando óxidos
ácidos (y los correspondientes ácidos oxácidos) y se usan las nomenclaturas
de óxidos ácidos.
Mn03 - anhídrido mangánico
óxido de manganeso (VI)
trióxido de dimanganeso
Mn2O7 - anhídrido permangánico
óxido de manganeso (VII)
heptóxido de dimanganeso
Cr03 - anhídrido crómico
óxido de cromo (VI)
trióxido de cromo
PERÓXIDOS O SUPERÓXIDOS
Son compuestos binarios formados por elemento oxígeno (que en
estos compuestos siempre actúa con número de oxidación -1) y por elemento
no metálico. La denominación de peróxido o superóxido se debe a que estas
sustancias presentan mayor cantidad de oxígeno que los óxidos
correspondientes.
Ejemplos:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
99
Na2O2 , K2O2 , H2O2 , etc.
Nota: el peróxido de hidrógeno se conoce comercialmente con el nombre de
agua oxigenada.
NOMENCLATURAS
Se antepone la palabra peróxido o superóxido (cualquiera de estas
denominaciones es válida aunque suele ser más empleado el nombre
peróxido), a la preposición de seguida del nombre del elemento metálico, o
de la palabra hidrógeno, según el caso.
Ejemplos:
Na2O2 - peróxido de sodio
superóxido de sodio
H2O2 - peróxido de hidrógeno
superóxido de hidrógeno
FÓRMULA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS BINARIOS. MÉTODO DEL NÚMERO
DE OXIDACIÓN CRUZADO
Este método consiste en cruzar como subíndices el valor absoluto
del número de oxidación de los elementos que forman un compuesto
binario.
Se trata de un método simple que permite obtener la fórmula
química de un compuesto, a partir de alguna de las nomenclaturas del
compuesto y de los números de oxidación de los elementos involucrados.
A este nivel de desarrollo del curso es conveniente que el alumno
memorice los números de oxidación de los elementos de uso habitual.
PAUTAS QUE FACILITAN LA IDENTIFICACIÓN DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN
DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Oxígeno e hidrógeno son elementos que se encuentran en numerosos
compuestos. Conocer sus números de oxidación facilita la deducción del
número de oxidación de los átomos de los otros elementos unidos a ellos.
1.- El número de oxidación de hidrógeno (H) en sus compuestos es +1, excepto
en los hidruros metálicos que es –1.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
100
2.- El número de oxidación de oxígeno (O) en sus compuestos es –2, excepto
en los peróxidos que es –1.
3.- Fúor (F) es el elemento más electronegativo y tiene número de oxidación –1.
Además es útil tener en cuenta que:
3.- Los elementos de los grupos IA y IIA de la tabla periódica, forman
compuestos con números de oxidación +1 y +2, respectivamente.
4.- Para cualquier elemento, el número de grupo al que pertenece, indica su
máximo número de oxidación (a excepción de O, F y Po).
5.- Para los elementos típicamente no metálicos (N, O, S, F, Cl, Br y I) su
máximo número de oxidación se determina restándole 8 al número de
grupo al que pertenece.
6.- El número de oxidación de los átomos de una sustancia simple es por
convención cero (0).
7.- El número de oxidación del elemento de un ión monoatómico es igual
a su carga.
PASOS DEL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN CRUZADO PARA OBTENER LA
FÓRMULA QUÍMICA DE UN COMPUESTO BINARIO
1.- Dada la nomenclatura, se debe identificar que elementos forman el
compuesto binario.
Por ejemplo, la nomenclatura: óxido férroso, indica que el compuesto
esta formado por los elementos hierro y oxígeno.
2.- Se escriben los símbolos de los elementos químicos que forman el
compuesto, ordenándolos de mayor a menor electronegatividad, de
izquierda a derecha; es decir de mayor a menor número de oxidación
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
101
(respetando las reglas de la IUPAC). Asignar a cada elemento mediante
supraíndice el número de oxidación con el que está actuando.
Para el ejemplo: Fe+2 O-2. El número de oxidación con que actúa cada
elemento debe ser deducido de la nomenclatura correspondiente. En este
caso la terminación ...oso indica que el hierro actúa con su menor número
de oxidación:+2.
3.- Se cruzan los números de oxidación omitiendo el signo, de modo que la
magnitud del número de oxidación de un elemento ubica como subíndice del
otro elemento.
Continuando con el ejemplo elegido: Fe+2 O-2 Fe2O2
4.- Siempre que sea posible (excepto para los peróxidos: H2O2, Na2O2, etc.) se
debe simplificar los subíndices, considerando que los mismos deben ser
siempre números enteros porque no existen fracciones de átomo.
Para el ejemplo elegido es posible simplificar, dividiendo cada subíndice
por 2: Fe2O2. Así la fórmula química de este compuesto binario es: FeO
Veamos otro ejemplo aplicando este método:
1.- Dada la nomenclatura: anhídrido sulfúrico
2.- Deducir los elementos que forman el compuesto: S y O
3.- Deducir el número de oxidación con que actúa el S: +6 (terminación ...ico)
Deducir el número de oxidación con que actúa el O: –2
4.- Escribir los elementos ordenados de mayor a menor número de oxidación:
S+6 O-2
Cruzar los números de oxidación: S+6 O-2 S2O6
Simplificar subíndice S2O6 Fórmula química: SO3
3
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
102
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 9 COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS. ÓXIDOS Y PERÓXIDOS
Guía de estudio 1.- Definir óxidos en base a su composición. Dar ejemplos. 2.- Clasificación de los óxidos. Dar ejemplos. 3.- Definir óxidos básicos de acuerdo a su composición. Dar ejemplos. 4.- Nomenclaturas de los óxidos básicos. Dar ejemplos. 5.- Definir óxidos ácidos de acuerdo a su composición. Dar ejemplos. 6.- Nomenclaturas de los óxidos ácidos. Dar ejemplos. 7.- Casos especiales: óxidos de cromo y de manganeso. Dar ejemplos. 8.- Definir peróxidos en base a su composición. Nomenclaturas. Dar ejemplos. 9.- Repasar: concepto de número de oxidación, y números de oxidación más
comunes de los elementos químicos. 10.-Aplicar las reglas de método del número de oxidación cruzado para
obtener la fórmula química de compuestos binarios. Dar ejemplos para todos los tipos de compuestos binarios.
11.-Memorizar las pautas generales para identificar números de oxidación de los elementos químicos.
Actividades
Completar el siguiente cuadro referido a óxidos y peróxidos. Indicar con una X si el compuesto es un óxido básico o un óxido ácido. Para obtener la fórmula química de los óxidos ver página 99 de este libro.
Fórmula Química
Óxido Básico
Óxido Ácido
Nomenclatura Clásica
Nomenclatura Moderna y Sistemática de Stock
Nomenclatura Estequiométrica
CO2 óxido de hierro (III) anhídrido nítrico monóxido de calcio
Na2O óxido de aluminio óxido de litio monóxido de hierro
Cl2O5 óxido de silicio trióxido de cromo óxido de fósforo (V)
HgO monóxido de diplata óxido niquélico óxido de estroncio
SnO2
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
103
Fórmula Química
Óxido Básico
Óxido Ácido
Nomenclatura Clásica
Nomenclatura Moderna y Sistemática de Stock
Nomenclatura Estequiométrica
monóxido de dicobre óxido de plomo (II) anhídrido fosforoso
SO3 óxido de nitrógeno (III) heptóxido de dicloro anhídrido perclórico
Br2O óxido de azufre (IV) anhídrido mangánico trióxido de dicloro
Mn2O7 óxido de cobalto (III) anhídrido estannoso pentóxido de diyodo
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
104
CAPÍTULO 10
COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS. BASES Y OXÁCIDOS
Los compuestos ternarios están constituidos por tres clases de
elementos (tres elementos diferentes).
Ejemplos:
Fe(OH)3 , H2CO3 , KNO3, KHS, NH4Cl, etc.
HIDRÓXIDOS O BASES
Son compuestos ternarios constituidos por elemento metálico,
oxígeno e hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno se encuentran unidos
formando una especie iónica con una carga eléctrica negativa, llamada ion
oxhidrilo o hidroxilo: (OH)-1.
Ejemplos:
NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3, etc.
NOMENCLATURAS
1.- Nomenclatura clásica o funcional
1.1.- Para hidróxidos en los cuales el elemento metálico actúa con un solo
número de oxidación (Na, Zn, K, Li, Ca, Mg, etc.): se antepone
hidróxido de seguido del nombre del elemento metálico.
Ejemplos:
NaOH - hidróxido de sodio
Zn(OH)2 - hidróxido de zinc
Ca(OH)2 - hidróxido de calcio
LiOH - hidróxido de litio
1.2.- Para hidróxidos en los que el elemento metálico actúa con dos
números de oxidación (Fe, Co, Ni, Cu, Sn, Pb, etc.).
1.2.1.- Cuando el elemento metálico actúa con el menor número de
oxidación: se antepone la palabra hidróxido seguida del nombre del
elemento metálico terminado en oso.
Ejemplos:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
105
Fe(OH)2 - hidróxido ferroso
Pb(OH)2 - hidróxido plumboso
Sn(OH)2 - hidróxido estannoso
Ni(OH)2 - hidróxido niqueloso
1.2.2.- Cuando el elemento metálico actúa con el mayor número de
oxidación: se antepone la palabra hidróxido seguida del nombre del
elemento metálico terminado en ico.
Ejemplos:
Fe(OH)3 - hidróxido férrico
Pb(OH)4 - hidróxido plúmbico
Sn(HO)4 - hidróxido estanico
Ni(OH)3 - hidróxido niquélico
2.- Nomenclaturas moderna y sistemática de Stock
2.1.- Para hidróxidos de elemento metálico que forma el compuesto con un
solo número de oxidación (Na, Zn, K, Li, Ca, Mg, etc.): ídem a la
nomenclatura clásica o funcional.
2.2.- Para hidróxidos de elemento metálico que actúa con dos números de
oxidación (Fe, Co, Ni, Cu, Sn, Pb, etc.): se antepone hidróxido de
seguido del nombre del elemento metálico indicando a continuación
entre paréntesis y en números romanos, el número de oxidación del
elemento metálico.
Ejemplos:
Fe(OH)2 - hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 - hidróxido de hierro (III)
Pb(OH)2 - hidróxido de plomo (II)
Pb(OH)4 - hidróxido de plomo (IV)
Ni(OH)2 - hidróxido de niquel (II)
Ni(OH)3 - hidróxido de niquel (III)
3.- Nomenclatura estequiométrica ó de prefijos griegos
Se antepone el prefijo: mono, di, tri, etc. (de acuerdo al número de
iones oxhidrilo presentes en la fórmula química) seguido de hidróxido de y
del nombre del elemento metálico.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
106
Ejemplos:
Zn(OH)2 - dihidróxido de zinc
NaOH - monohidróxido de sodio
Fe(OH)2 - dihidróxido de hierro
Fe(OH)3 - trihidróxido de hierro
Pb(OH)2 - dihidróxido de plomo
Pb(OH)4 - tetrahidróxido de plomo
Ni(OH)2 - dihidróxido de niquel
Ni(OH)3 - trihidróxido de niquel
FÓRMULA QUÍMICA
Se supone que la especie (HO)1- equivale a un elemento y que la carga
(1-), corresponde a su número de oxidación (-1). Luego, para obtener la
fórmula química se aplican las reglas del número de oxidación cruzado (ver
Capítulo 9 – pag. 100).
Por lo tanto la fórmula química de un hidróxido estará constituida por
un átomo del elemento metálico y un número de oxhidrilos igual al número de
oxidación con que actúa el elemento:
Me(OH)n
OXÁCIDOS (OXOÁCIDOS - OXIÁCIDOS)
Los oxácidos son compuestos ternarios constituidos por hidrógeno,
elemento no metálico y oxígeno.
Ejemplos:
HNO3, HClO4, H2SO4, H2CO3, H3PO3, etc.
NOMENCLATURAS
1.- Nomenclatura clásica o funcional
Esta nomenclatura deriva del nombre del anhídrido correspondiente,
cambiando la palabra anhídrido por ácido.
Ejemplo:
Cl2O5 - anhídrido clórico HClO3 - ácido clórico
En general, se antepone la palabra ácido al nombre del elemento no
metálico, terminado en...
siendo n es el número de oxidación con que actúa el elemento metálico
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
107
...oso cuando el elemento no metálico forma oxácidos con dos
números de oxidación y actúa con el menor (Ej: S, N, etc.).
Ejemplos:
H2SO3 - ácido sulfuroso
HNO2 - ácido nitroso
...ico cuando el elemento no metálico forma oxácidos con dos
números de oxidación y actúa con el mayor (Ej: S, N, etc.).
Ejemplos:
H2SO4 - ácido sulfurico
HNO3 - ácido nitrico
...ico cuando el elemento no metálico forma oxácidos con un solo
número de oxidación (Ej: C, etc.).
Ejemplo:
H2CO3 - ácido carbónico
Para elementos no metálicos que pueden formar oxácidos con
cuatro números de oxidación (Cl, Br y I con números de oxidación +1, +3,
+5, +7), se parte de la nomenclatura clásica de los anhídridos correspondientes
(ver Capítulo 9 – pág. 94) y se cambia la palabra anhídrido por ácido.
Ejemplos:
HClO - ácido hipocloroso
HClO2 - ácido cloroso
HClO3 - ácido clorico
HClO5 - ácido perclorico
2.- Nomenclaturas moderna y sistemática de Stock
La palabra ácido, es seguida del nombre del elemento no metálico
al que se le antepone el número de átomos de oxígeno que constituyen su
fórmula química (1:oxo..., cuando hay un solo átomo de oxígeno el prefijo
mono se omite; 2:dioxo...; 3:trioxo...; 4:tetroxo...; 5:pentoxo...; 7:heptodo...;
etc.) terminado en ico e indicando entre paréntesis y en números romanos
el número de oxidación del elemento no metálico.
Ejemplos:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
108
HClO - ácido oxoclórico (I)
HClO2 - ácido dioxoclórico (III)
HNO3 - ácido trioxonítrico (V)
H2SO4 - ácido tetroxosulfúrico (VI)
H2SO3 - ácido trioxosulfúrico (IV)
H2Cr2O7 - ácido heptoxodicrómico (VI)
H2CO3 - ácido trioxocarbónico (IV)
Nota: en esta nomenclatura no se usan los prefijos meta, piro, orto, hipo y per.
Para determinar el número de oxidación con que está actuando el elemento no
metálico, se debe tener en cuenta: que en todos los oxácidos el número de
oxidación de H es +1, que el número de oxidación de O es –2 y que la suma
algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que forman el
oxácido es cero. Por ejemplo para el H2SO4: 2(+1) + (-2) + S = 0. Por lo tanto:
+2 + -8 + S = 0. Y el número de oxidación de azufre es: S = +8 –2 = +6.
FÓRMULA QUÍMICA
MÉTODO 1: dada la nomenclatura clásica ó funcional del oxácido y
conociendo la fórmula química del anhídrido correspondiente
1.- A partir de la nomenclatura clásica o funcional del oxácido, se deduce y se
escribe la fórmula química del anhídrido correspondiente.
Por ejemplo: ácido nítrico. Se deduce que proviene del anhídrido
nítrico, cuya fórmula química es: N2O5.
2.- Sumarle 1 molécula de agua a la fórmula química del anhídrido (a modo de
suma algebraica y no planteado como una reacción química), indicando
con subíndices el resultado de las sumatorias de cada clase de átomo. Para
respetar las reglas de la IUPAC (en cuanto a que en las fórmulas químicas
de las sustancias, los elementos deben estar ordenados de izquierda a
derecha en orden de menor a mayor electronegatividad), se deben disponer
siempre los elementos de los oxácidos en el siguiente orden: H X O (siendo
X el símbolo del elemento no metálico).
Ejemplo: N2O5
+ H2O
H2N2O6
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
109
3.- Simplificar los subíndices cuando sea posible (es decir cuando los
subíndices de todos los elementos que forman el oxácido, son divisibles
por un mismo número). Para el ejemplo, todos los subíndices son
divisibles por 2. Por lo tanto deben ser simplificados: H2N2O6 y la fórmula
química es: HNO3
Nota: el símbolo de cada elemento indica la presencia de un átomo de ese
elemento en la fórmula química
Algunas excepciones:
1.- ácido dicrómico: sumar 2 moléculas de anhídrido crómico y 1 molécula
de agua. La fórmula química es: H2Cr207
2.- ácido ortofosforoso o fosforoso: sumar 1 molécula de anhídrido fosforoso
y 3 moléculas de agua. La fórmula química es: H3PO3
3.- ácido ortofosfórico o fosfórico: sumar 1 molécula de anhídrido fosfórico
y 3 moléculas de agua. La fórmula química es: H3PO4
4.- las fórmulas químicas de los ácidos metafosforoso (HPO2) y
metafosfórico (HPO3) se obtienen sumando 1 molécula de agua al
anhídrido correspondiente.
5.- las fórmulas químicas de los ácidos pirofosforoso (H4P205) y
pirofosfórico (H4P207) se obtienen sumando 2 moléculas de agua al
anhídrido correspondiente.
MÉTODO 2: a partir de la nomenclatura moderna o sistemática de Stock.
Se basa en que la suma algebraica de los números de oxidación de los
átomos que constituyen la fórmula química de un compuesto neutro es
cero (O).
1.- Escribir el elemento no metálico (X), indicando su número de oxidación.
3
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
110
2.- A continuación escribir el elemento oxígeno (O), con su número de oxidación
(-2) y el subíndice que indica el número de átomos de este elemento (que se
deduce de la nomenclatura).
3.- Finalmente agregar a la izquierda de X el número de átomos de hidrógenos
(H) necesarios para que se cumpla la electroneutralidad (número oxidación
de H: +1),
Por ejemplo, dada la nomenclatura ácido tetroxosulfúrico (VI):
S(+6) O4(-2)
H2(+1) S(+6) O4(-2) ya que: 2(+1) +(+6) + 4(-2) = O
Así, la fórmula química de éste oxácido es: H2SO4
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
111
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 10 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS. BASES Y OXÁCIDOS
Guía de estudio 1.- Definir hidróxidos en base a su composición. Dar ejemplos. 2.- Nomenclaturas de los hidróxidos. Dar ejemplos. 3.- Obtención de la fórmula química de los hidróxidos. Ejemplos. 4.- Definir oxácidos en base a su composición. Dar ejemplos. 5.- Nomenclaturas de los oxácidos. Dar ejemplos. 6.- Obtención de la fórmula química de los oxácidos. Ejemplos.
Actividades
1.- Completar el siguiente cuadro referido a fórmulas químicas y nomenclaturas de hidróxidos o bases.
Fórmula Química
Nomenclatura Clásica Nomenclatura Moderna y Sistemática de Stock
Nomenclatura Estequiométrica
hidróxido de sodio Fe(OH)3
hidróxido estannoso trihidróxido de níquel
Cu(OH)2 hidróxido de estaño (IV) hidróxido ferroso dihidróxido de calcio hidróxido de potasio
Ni(OH)2 hidróxido de aluminio hidróxido cobaltoso tetrahidróxido de plomo
AgOH hidróxido de mercurio (II) monoihidróxido de litio hidróxido plumboso
Co(OH)3 hidróxido de magnesio dihidróxido de zinc hidróxido de cadmio hidróxido de estroncio
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
2.- Completar el siguiente cuadro referido a fórmulas químicas y nomenclaturas de oxácidos. Para obtener la fórmula química, el alumno puede
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
112
adoptar por uno de los métodos propuestos en el libro. Lo importante no es el método en sí mismo, sino escribir correctamente la fórmula química dada una nomenclatura.
Fórmula Química
Nomenclatura Clásica Nomenclatura Moderna y Sistemática de Stock
ácido hipocloroso H2SO4
ácido trioxocarbónico (IV) ácido nítrico
HClO3 ácido dicrómico ácido dioxonítrico (III)
H3PO4 ácido bromoso ácido tetroxomangánico (VI)
HMnO4 ácido pirofosfórico
HIO5 ácido oxobrómico (I)
H2CrO4
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
113
CAPÍTULO 11
COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS. OXOSALES NEUTRAS. SALES ÁCIDAS
Y SALES DE AMONIO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS
OXOSALES NEUTRAS (OXISALES NEUTRAS)
Son compuestos ternarios constituidos por elemento metálico,
oxígeno y elemento que actúa con carácter no metálico (elementos no
metálicos y algunos elementos metálicos cuando actúan con sus mayores
números de oxidación: Cr(+6), Mn(+6) y Mn(+7), etc.).
Ejemplos:
CaCO3, NaNO3, Na2SO3, K2MnO4, KMnO4, Na2CrO4, etc.
NOMENCLATURAS
1.- Nomenclatura clásica o funcional
La primera parte de la nomenclatura (…) corresponde al nombre de
un elemento con carácter no metálico, terminado en ito (si actúa con el
menor número de oxidación) o terminado en ato (cuando actúa con el mayor
número de oxidación), seguido de
la segunda parte de la nomenclatura:
a.- para elementos metálicos con un solo número de oxidación:
(…) seguido de la preposición de y del nombre del elemento metálico
Ejemplos:
CaCO3 - carbonato de calcio
NaNO3 - nitrato de sodio
K2MnO4 - manganato de potasio
Na2SO3 - sulfito de sodio
b.- para elementos metálicos con dos números de oxidación:
b1.- cuando el elemento metálico actúa con el menor número de
oxidación: (…) nombre del elemento metálico terminado en oso.
Ejemplos:
FeSO4 - sulfato ferroso
Ni(NO3)2 - nitrato niqueloso
Cu2SO3 - sulfito cuproso
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
114
b2.- cuando el elemento metálico actúa con el mayor número de
oxidación: (...) nombre del elemento metálico terminado en ico.
Ejemplos:
Fe2 (SO4)3 - sulfato férrico
CuSO3 - sulfito cúprico
2.- Nomenclatura moderna
2.1.- Para oxosales de elementos metálicos con un solo número de
oxidación: la nomenclatura moderna es igual a la nomenclatura clásica.
2.2.- Para oxosales de elementos metálicos con dos números de
oxidación: la primera parte del nombre es igual que para la nomenclatura
clásica, seguido de la preposición de y el nombre del elemento metálico
indicando a continuación entre paréntesis su número de oxidación en
números romanos.
Ejemplos:
FeSO4 - sulfato de hierro (II)
Fe2 (SO4)3 - sulfato de hierro (III)
Ni(NO3)2 - nitrato de niquel (II)
CuSO3 - sulfito de cobre (II)
3.- Nomenclatura sistemática de Stock
La primera palabra del nombre de la oxosal se forma considerando el
número de átomos de oxígeno de la fórmula química (1:oxo..., 2:dioxo...,
3:trioxo..., 4:tetroxo...,5:pentoxo.., 7:heptoxo..., etc,) seguida del número de
átomos y del nombre del elemento no metálico, terminado siempre en ato.
A continuación se especifica entre paréntesis y en números romanos el
número de oxidación con que actúa el elemento no metálico, seguido de
la preposición de y del nombre del elemento metálico. Finalmente, cuando
el elemento metálico forma oxosales con más de un número de
oxidación, se indica entre paréntesis y en números romanos el número
de oxidación con que actúa.
Ejemplos:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
115
KIO - oxoyodato (I) de potasio
NaClO2 - dioxoclorato (III) de sodio
PbSO4 - tetroxosulfato (VI) de plomo (II)
KNO3 - trioxonitrato (V) de potasio
FeSO3 - trioxosulfato (IV) de hierro (II)
Fe2(SO4)3 - tetroxosulfato (VI) de hierro (III)
K2Cr2O7 - heptoxodicromato (VI) de potasio
FÓRMULA QUÍMICA
MÉTODO 1: a partir de la nomenclatura clásica o de la nomenclatura
moderna de una oxosal, conociendo la fórmula química del oxácido
correspondiente
1.- Dada la nomenclatura de la sal, se debe deducir y escribir la fórmula
química del oxácido del cual deriva. Por ejemplo: sulfato férrico o sulfato
de hierro (III). Se deduce que esta sal deriva del ácido sulfúrico cuya
fórmula química (ya vista en el capítulo anterior) es: H2SO4
2.- Eliminar todos los hidrógenos de la fórmula química del oxácido
correspondiente, considerar el resto como una unidad y asignarle un
supuesto número de oxidación de signo negativo y de magnitud igual al
número de hidrógenos eliminados: H2SO4 (SO4)-2
3.- Escribir a su izquierda el elemento metálico correspondiente a la oxosal,
indicando su respectivo número de oxidación: Fe+3 (SO4)-2
4.- Cruzar el valor absoluto de los “números de oxidación” como si se tratara de
un compuesto binario: Fe2(SO4)3
5.- Simplificar siempre que sea factible. Eliminar subíndices 1 y paréntesis con
subíndice1 (en este ejemplo no es posible)
Otro ejemplo: dado el nombre de la oxosal neutra: carbonato de calcio
1.- Deducir el oxácido del cual deriva la oxosal: ácido carbónico (H2CO3)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
116
2.- Eliminar los H : (CO3)2-
3.- Agregar el elemento metálico: Ca2+ (CO3)2-
4.- Cruzar los “números de oxidación”: Ca2 (CO3)2
5.- Simplicar subíndices. En este caso es posible: Ca2 (CO3)2 CaCO3
y eliminar subíndices 1 y paréntesis con subíndice 1.
MÉTODO 2: dada cualquier nomenclatura de una oxosal, escribir su
fórmula química, conociendo la fórmula química de los iones que la
constituyen.
La nomenclatura de estos iones esta directamente relacionada con la
nomenclatura de la sal. Se considera el ion como una unidad y se supone que
su carga es un número de oxidación. Luego se obtiene la fórmula química de
la sal aplicando las reglas del número de oxidación cruzado.
Ejemplo:
1.- Dada una de las nomenclaturas de una oxosal: nitrato de potasio
2.- Identificar los iones que forman la oxosal y escribirlos (el ion positivo a
la izquierda y el ion negativo a la izquierda para respetar las reglas de
la IUPAC):
nitrato ion nitrato: NO31-
potasio ion potasio: K1+
K1+ ( NO3)1-
3.- Considerar las cargas de los iones como supuestos números de
oxidación, el ion poliatómico como una unidad (por esa razón se
encierra entre paréntesis) y aplicar reglas del número de oxidación
cruzado (ver Capítulo 9 - página 100):
a) Cruzar los “números de oxidación”: K+1 ( NO3)-1 K1(NO3)1
b) Simplificar los subíndices (en este caso no es aplicable porque
ambos subíndices tienen valor 1)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
117
c) Eliminar subíndices 1 y paréntesis con subíndice1: KNO3
IONES NEGATIVOS MÁS COMUNES QUE FORMAN OXOSALES
Nombres del ion (clásica - sist. Stock) Fórmula química
hipoclorito - oxoclorato (I) ClO1-
clorito - dioxoclorato (III) ClO21-
clorato - trioxoclorato (V) ClO31-
perclorato - tetroxoclorato (VII) ClO41-
hipodromito - oxobromato (I) BrO1-
bromito - dioxobromato (III) BrO21-
bromato - trioxobromato (V) BrO31-
perbromato - tetroxobromato (VII) BrO41-
hipoiodito - oxoiodato (I) IO1-
iodito - dioxoiodato (III) IO21-
iodato - trioxoiodato (V) IO31-
periodato - tetroxoiodato (VII) IO41-
nitrito - dioxonitrato (III) NO2-
nitrato - trioxonitrato (V) NO3-
sulfito - trioxosulfato (IV) SO32-
sulfato - tetroxosulfato (VI) SO42-
carbonato - trioxocarbonato (IV) CO32-
fosfito u ortofosfito – (sin nombre) HPO32-
metafosfato - trioxofosfato (V) PO31-
ortofosfato - tetroxofosfato (V) PO43-
manganato -tetroxomanganato (VI) MnO42-
cromato - tetroxocromato (VI) CrO42-
dicromato - heptoxodicromato (VI) Cr2O72-
Nota: El primer nombre corresponde a las nomenclaturas clásica y moderna.
La otra nomenclatura corresponde a la sistemática de Stock.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
118
IONES POSITIVOS MÁS COMUNES QUE FORMAN OXOSALES
Nombres del ion (clásica – moderna) Fórmula química
sodio - ídem Na1+
potasio - ídem K1+
litio - ídem Li1+
plata - ídem Ag1+
amonio - ídem NH41+
calcio - ídem Ca2+
estroncio - ídem Sr2+
bario - ídem Ba2+
cadmio – ídem Cd2+
zinc - ídem Zn2+
manganoso - manganeso (II) Mn2+
mangánico - manganeso (III) Mn3+
cromoso - cromo (II) Cr2+
crómico - cromo (III) Cr3+
ferroso - hierro (II) Fe2+
férrico - hierro (III) Fe3+
cobaltoso - cobalto (II) Co2+
cobáltico - cobalto (III) Co3+
niqueloso - níquel (II) Ni2+
niquélico - níquel (III) Ni3+
cuproso - cobre (I) Cu1+
cúprico - cobre (II) Cu2+
mercurioso - mercurio (I) Hg22+
mercúrico - mercurio (II) Hg2+
plumboso - plomo (II) Pb2+
plúmbico - plomo(IV) Pb4+
Nota: La nomenclatura de los cationes que tienen un único nombre es válida
para la clásica y para la moderna.
La denominación genérica de sales se usa generalmente para hacer
referencia a oxosales neutras y sales binarias, aunque es válido incluir las
sales ácidas, las sales básicas y las sales dobles.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
119
SALES ACIDAS DERIVADAS DE HIDRACIDOS
Son compuestos temarios constituidos por elemento metálico,
hidrógeno y elemento no metálico. El nombre de sal ácida es debido a que
el H presente en su fórmula química tiene carácter ácido, es decir que puede
desprenderse como protón (H1+) en medio acuoso.
Ejemplos:
NaHS, Ca(HS)2, etc.
NOMENCLATURAS
1.- Anteponer el prefijo bi a la nomenclatura clásica de la sal neutra
correspondiente.
Ejemplos:
NaHS - bisulfuro de sodio
Ca(HS)2 - bisulfuro de calcio
2.- Intercalar la palabra ácido a las nomenclaturas clásica o moderna de
la sal neutra correspondiente.
Ejemplos:
NaHS - sulfuro ácido de sodio
Ca(HS)2 - sulfuro ácido de calcio
3.- Anteponer el prefijo hidro a las nomenclaturas clásica o moderna de la
sal neutra correspondiente.
Ejemplos:
NaHS - hidro sulfuro de sodio
Ca(HS)2 - hidro sulfuro de calcio
4.- Anteponer la palabra hidrógeno a la nomenclatura moderna de la sal
neutra correspondiente.
Ejemplos:
NaHS - hidrógeno sulfuro de sodio
Ca(HS)2 - hidrógeno sulfuro de calcio
Nota: esta última nomenclatura es la recomendada por la IUPAC.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
120
FÓRMULA QUÍMICA
Dada cualquiera de las nomenclaturas, deducir y escribir la fórmula
química del hidrácido correspondiente. Dejar solo un hidrógeno junto con el
elemento no metálico. Considerar este conjunto como una unidad y asignarle
un supuesto número de oxidación de signo negativo y de magnitud igual al
número de hidrógenos eliminados. Aplicar luego las reglas del número de
oxidación cruzado (este método es equivalente al Método I para oxosales).
Ejemplo:
1.- Dada una de las nomenclaturas de la sal, por ejemplo: sulfuro
ácido de sodio; deducir y escribir la fórmula química del hidrácido
del cual deriva:
H2S
2.- Dejar solo un hidrógeno junto con el elemento no metálico.
Considerar este conjunto como una unidad y asignarle un supuesto
número de oxidación de signo negativo de magnitud igual al número
de hidrógenos eliminados. Para el ejemplo:
H2S (HS)-1
3.- Escribir a su izquierda el elemento metálico con su correspondiente
número de oxidación. Para el ejemplo:
Na+1(HS)-1
4.- Cruzar los “números de oxidación” como si se tratara de un
compuesto binario. Para el ejemplo:
Na+1 (HS)-1 Na1(HS)1
5.- Simplificar siempre que sea factible (en este caso no es posible
porque ambos subíndices son iguales a 1). Eliminar los
subíndices 1 y paréntesis con subíndice 1:
Na1(HS)1 NaHS
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
121
SALES NEUTRAS DE AMONlO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS
Son compuestos ternarios constituidos por hidrógeno, nitrógeno y
elemento no metálico. Con la característica particular que el hidrógeno se
encuentra siempre unido a nitrógeno formando una unidad, denominada
ion amonio: NH41+.
Ejemplos:
NH4Cl, (NH4)2S, etc.
NOMENCLATURA
Para estos compuestos se usa una sola nomenclatura: nombre del
elemento no metálico terminado en uro, seguido de la preposición de y del
nombre del ion amonio.
NH41+Cl - cloruro de amonio
(NH4)2S - sulfuro de amonio FÓRMULA QUÍMICA
Dada la nomenclatura de una sal ternaria de amonio, escribir el ion
amonio y suponer que su carga es un número de oxidación; a su derecha
escribir el elemento no metálico que siempre actúa con su menor número de
oxidación. Aplicar las reglas del número de oxidación cruzado.
Ejemplo:
1.- Dada la nomenclatura: sulfuro de amonio, escribir el ion amonio
con el supuesto número de oxidación +1 y a continuación escribir el
elemento no metálico con su menor número de oxidación:
(NH4)+1 S-2
2.- Cruzar los “números de oxidación” como si se tratara de un
compuesto binario. Para el ejemplo:
(NH4)+1 S-2 (NH4)2 S1
5.- Simplificar siempre que sea factible (para el ejemplo no es posible
por el subíndice 1). Eliminar subíndices 1 y paréntesis con
subíndice1:
(NH4)2 S1 (NH4)2 S
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
122
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 11 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS. OXOSALES
NEUTRAS. SALES ÁCIDAS Y SALES NEUTRAS DE AMONIO
DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS
Guía de estudio
1.- Definir oxosales neutras sobre la base de su composición. Dar ejemplos. 2.- Nomenclaturas de las oxosales neutras. Dar ejemplos. 3.- Obtención de la fórmula química de las oxosales neutras. Ejemplos. 4.- Definir sales ácidas derivadas de hidrácidos según su composición. Dar
ejemplos. 5.- Nomenclaturas de las sales ácidas derivadas de hidrácidos. Dar ejemplos. 6.- Obtención de la fórmula química de las sales ácidas derivadas de
hidrácidos. Ejemplos. 7.- Definir sales binarias de amonio derivadas de hidrácidos de acuerdo a su
composición. Nomenclaturas y fórmulas químicas. Dar ejemplos.
Actividades
1.- Completar el siguiente cuadro referido a fórmulas químicas y nomenclaturas de oxosales neutras. Para obtener la fórmula química, el alumno puede adoptar cualquiera de los métodos propuestos en el libro. Lo importante no es el método en sí mismo, sino escribir correctamente la fórmula química partir de una nomenclatura.
Fórmula Química
Nomenclatura Clásica Nomenclatura Moderna
Nomenclatura Sistemática de Stock
carbonato de sodio nitrato de potasio
FeSO4 tetroxosulfato (VI) de hierro (III) sulfito de calcio nitrato de plomo (II)
CaCO3 oxoclorato (I) de sodio dicromato de sodio carbonato de níquel (II)
Ba(NO2)2 cloruro de aluminio trioxonitrato (V) de cobre (II) carbonato de hierro (III)
KClO3 ortofosfato de calcio nitrato de plata tetroxosulfato (VI) de magnesio nitrato férrico
K4P2O7
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
123
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
2.- Escribir en la siguiente tabla las fórmulas químicas de las sales ácidas derivadas del ácido sulfhídrico de los siguientes elementos metálicos: Na, K, Li, Ca, Ba, Fe y Cu. Escriba una de las nomenclaturas posibles para cada compuesto.
Fórmula Química
Nomenclatura
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
3.- A partir de los siguientes elementos no metálicos: Cl, S y I, escribir en la siguiente tabla las fórmulas químicas y dar las nomenclaturas de las sales binarias de amonio que se pueden formar.
Fórmula Química
Nomenclatura
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
124
CAPÍTULO 12
COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS. OXOSALES ÁCIDAS. SALES
BÁSICAS. SALES DOBLES. OXOSALES DE AMONIO
Los compuestos cuaternarios están constituidos por cuatro clases de
elementos (cuatro elementos diferentes). Son compuestos cuaternarios las
oxosales ácidas, las sales básicas, las sales dobles y las oxosales de amonio
(excepto nitrato de amonio).
Ejemplos:
NaHCO3, MgOHCl, KAl(SO4)2, (NH4)2SO4, etc.
OXOSALES ÁCIDAS (OXISALES ÁCIDAS)
Son compuestos cuaternarios constituidos por elemento metálico,
hidrógeno (ácido o protónico, es decir que puede liberarse como H+ en medio
acuoso), elemento no metálico y oxígeno.
Ejemplos:
NaHSO4, KHCO3, Ca(HSO3)2, etc.
Para estudiar las oxosales ácidas es conveniente relacionarlas con los
oxácidos correspondientes. En las oxosales el elemento metálico reemplaza
uno o más H protónicos de los oxácidos. Por lo tanto no pueden existir
oxosales ácidas derivadas de oxácidos monopróticos porque el único protón es
necesariamente reemplazado por un elemento metálico, lo que conduce a la
formación de una oxosal neutra. Las oxosales ácidas derivan del reemplazo
parcial de H protónicos de oxácidos que tienen 2 o más H protónicos.
OXOSALES ÁCIDAS DERIVADAS DE OXÁCIDOS DIPRÓTICOS (H2SO3, H2SO4,
H2CO3, H2PHO3., etc.) NOMENCLATURAS
1.- Nomenclaturas clásica y moderna
1.1.- Anteponer el prefijo bi a la nomenclatura clásica de la oxosal neutra
correspondiente.
Ejemplos:
KHSO4 - bisulfato de potasio
NaHCO3 - bicarbonato de sodio
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
125
1.2.- Intercalar la palabra ácido a las nomenclaturas clásica o moderna de
la oxosal neutra correspondiente.
Ejemplos:
KHSO4 - sulfato ácido de potasio
NaHCO3 – carbonato ácido de sodio
1.3.- Anteponer el prefijo hidro a las nomenclaturas clásica o moderna de
la oxosal neutra correspondiente.
Ejemplos:
KHSO4 - hidrosulfato de potasio
NaHCO3 - hidrocarbonato de sodio
1.4.- Anteponer la palabra hidrógeno a la nomenclatura moderna de la sal
neutra correspondiente.
Ejemplos:
KHSO4 - hidrógeno sulfato de potasio
NaHCO3 - hidrógeno carbonato de sodio
2.- Nomenclatura sistemática de Stock
Anteponer al nombre de la oxosal el número de átomos de oxígeno
de la fórmula química (1:oxo..., 2:dioxo..., 3:trioxo..., 4:tetroxo...,5:pentoxo..,
7:heptoxo..., etc.) seguida del número de átomos del elemento no metálico
(el prefijo mono se omite) y del nombre del elemento no metálico terminado
siempre en ato. A continuación se especifica entre paréntesis y en números
romanos el número de oxidación con que actúa el elemento no metálico,
seguido de la preposición de, de la palabra hidrógeno, del nexo y, y
finalmente el nombre del elemento metálico. Si el elemento metálico
forma oxosales con más de un número de oxidación, se indica entre
paréntesis y en números romanos el número de oxidación con que actúa.
Ejemplos:
KHSO4 - tetroxosulfato (VI) de hidrógeno y potasio
NaHCO3 - trioxocarbonato (IV) de hidrógeno y sodio
KHCr2O7 - heptoxodicromato (VI) de hidrógeno y potasio
Nota: el ácido ortofosforoso (H2PHO3) tiene 3 H en su fórmula química, sin
embargo se trata de un ácido diprótico porque sólo 2 H pueden liberarse
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
126
como protones (H1+) en medio acuoso, que son los que están unidos a O.
El tercer H se encuentra unido a P y no se libera como protón.
OXOSALES ÁCIDAS DERIVADAS DE OXÁCIDOS CON TRES O MÁS HIDRÓGENOS
ÁCIDOS (H3PO4, H4P2O7, etc.)
NOMENCLATURAS
1.- Nomenclaturas clásica y moderna
1.1.- Intercalar la palabra monoácido, diácido, triácido, etc. (según el
número de hidrógenos contenidos en la fórmula química de la oxosal
ácida) a la nomenclatura clásica o moderna de la sal neutra
correspondiente.
Ejemplos:
Na2HPO4 - ortofosfato monoácido de sodio
NaH2PO4 - ortofosfato diácido de sodio
1.2.- Anteponer el prefijo monohidro, dihidro, trihidro, etc., (según el
número de hidrógenos contenidos en la fórmula química de la oxosal
ácida) a la nomenclatura clásica o moderna de la sal neutra
correspondiente.
Ejemplos:
Na2HPO4 - monohidroortofosfato de sodio
NaH2PO4 - dihidroortofosfato de sodio
1.3.- Anteponer la palabra monohidrógeno, dihidrógeno, trihidrógeno, etc.
(según el número de hidrógenos de la oxosal ácida) a la nomenclatura
moderna de la sal neutra correspondiente (la I.U.P.A.C. recomienda
emplear esta nomenclatura)
Ejemplos:
Na2HPO4 - monohidrógeno ortofosfato de sodio
NaH2PO4 - dihidrógeno ortofosfato de sodio
2.- Nomenclatura sistemática de Stock
Anteponer al nombre de la oxosal neutra correspondiente, el
número de átomos de oxígeno de la fórmula química (1:oxo..., 2:dioxo...,
3:trioxo..., 4:tetroxo...,5:pentoxo.., 7:heptoxo..., etc.) seguida del número de
átomos del elemento no metálico y del nombre del elemento no metálico
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
127
terminado siempre en ato. A continuación se especifica entre paréntesis y en
números romanos el número de oxidación con que actúa el elemento no
metálico, seguido de la preposición de, la palabra monohidrógeno,
dihidrógeno, trihidrógeno, etc. (de acuerdo al número de átomos de H
contenidos en la fórmula química) el nexo y, y finalmente el nombre del
elemento metálico. Cuando el elemento metálico forma oxosales con más
de un número de oxidación, se indica entre paréntesis y en números
romanos el número de oxidación con que actúa.
Ejemplos:
Na2HPO4 - tetroxoortofosfato (V) de monohidrógeno y sodio
NaH2 PO4 - tetroxoortofosfato (V) de dihidrógeno y sodio
FÓRMULA QUÍMICA
MÉTODOS PARA OBTENER LA FORMULA QUÍMICA DE OXOSALES ÁCIDAS MÉTODO 1
1.- Dada la nomenclatura de una oxosal ácida, deducir y escribir
la fórmula química del oxácido del cual deriva. Por ejemplo,
dada la nomenclatura: dihidrógeno ortofosfato de calcio, se
deduce que el oxácido correspondiente es el ácido ortofosfórico,
cuya fórmula química es:
H3PO4
2.- Dejar en la fórmula química del oxácido el número de átomos de
hidrógeno indicado en la nomenclatura de la oxosal ácida.
Considerar el conjunto restante como una unidad y asignarle un
supuesto número de oxidación de magnitud igual al número
de átomos de hidrógenos eliminados, con signo negativo. Para
el ejemplo se deben dejar 2 átomos de H y eliminar 1:
H3PO4 (H2PO4)-1
3.- Escribir a su izquierda, el elemento metálico, de acuerdo a la
nomenclatura de la oxosal ácida, con su correspondiente
número de oxidación.
Para el ejemplo:
Ca+2 (H2PO4) -1
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
128
4.- Cruzar los “números de oxidación” como si se tratara de un
compuesto binario.
Para el ejemplo:
Ca1 (H2PO4)2
5.- Simplificar siempre que sea factible. Eliminar subíndices 1 y
paréntesis con subíndice 1.
Para el ejemplo:
Ca(H2PO4)2
MÉTODO 2
Dada la nomenclatura de una oxosal ácida, escribir su fórmula
química a partir de los iones que la constituyen. Considerar los iones
poliatómicos como una unidad y la carga de cada ion como un supuesto
número de oxidación. Finalmente, para obtener la fórmula química de la sal
aplicar las reglas del número de oxidación cruzado.
Ejemplo:
1.- Dada una de las nomenclaturas de una oxosal ácida: ortofosfato
monoácido de sodio
2.- Identificar los iones que forman la oxosal ácida y escribirlos:
ortofosfato monoácido anion: HPO42-
sodio cation: Na1+
Na1+ HPO42-
3.- Considerar el ion poliatómico como una unidad (encerrar entre
paréntesis) y su carga como supuesto número de oxidación. Aplicar
las reglas del número de oxidación cruzado:
a) Cruzar los “números de oxidación”:
Na+1 (HPO4) -2 Na2 (HPO4)1
b) Simplificar los subíndices (en este caso no es aplicable)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
129
d) Eliminar subíndices 1 y paréntesis con subíndice 1: Na2HPO4
IONES NEGATIVOS MÁS COMUNES QUE FORMAN OXOSALES ÁCIDAS
Nombres del ion (clásica - moderna - Stock) Fórmula química
sulfato ácido - hidrosulfato - hidrógeno sulfato HSO41-
sulfito ácido - hidrosulfito - hidrógeno sulfito HSO31-
carbonato ácido - hidrocarbonato - hidrógeno carbonato HCO31-
ortofosfito ácido - hidroortofosfito - hidrógeno ortofosfito H2PO31-
ortofosfato monoácido - monohidroortofosfato - monohidrógeno ortofosfato HPO42-
ortofosfato diácido - dihidroortofosfato - dihidrógeno ortofosfato H2PO42-
IONES POSITIVOS MÁS COMUNES QUE FORMAN OXOSALES ÁCIDAS (ver Capítulo 11 – página 118)
SALES BASICAS
Son compuestos cuaternarios constituidos por elemento metálico,
hidrógeno, oxígeno y elemento no metálico. El hidrógeno y el oxígeno
están unidos formando el ion oxhidrilo (HO1-), que da el carácter básico
que poseen estas sales.
Ejemplos:
MgOHCl, (CuOH)2CO3, etc.
Para estudiar las sales básicas es conveniente relacionarlas con los
hidróxidos o bases correspondientes. Considerando que en las sales básicas el
elemento no metálico reemplaza uno o más grupos (HO1-) de los hidróxidos y
que el carácter básico de estas sales se debe a la presencia de iones (HO1-)
remanentes de la base, resulta evidente que no pueden existir sales básicas
derivadas de hidróxidos que tienen un solo ion (HO1-), ya que el reemplazo de
este único oxhidrilo conduce necesariamente a la formación de una sal neutra.
Por lo tanto las sales básicas se derivan del reemplazo parcial de (HO1-)
de hidróxidos que tienen 2 o más de ellos.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
130
SALES BÁSICAS DERIVADAS DE HIDRÓXIDOS CON DOS OXHIDRILOS (Zn(OH)2,
Ca(OH)2, Cu(OH)2, Mg(OH)2, etc.)
NOMENCLATURAS
1.- Intercalar la palabra básico a la nomenclatura clásica o moderna de la
sal neutra correspondiente.
Ejemplos:
MgOHCl - cloruro básico de magnesio
Cu2(OH)2CO3 - carbonato básico de cobre (II)
2.- Anteponer el prefijo hidroxo a la nomenclatura clásica o moderna de
la sal neutra correspondiente.
Ejemplos:
MgOHCl - hidroxocloruro de magnesio
Cu2(OH)2CO3 - hidroxocarbonato de cobre (II)
SALES BÁSICAS DERIVADAS DE HIDRÓXIDOS CON TRES O MÁS OXHIDRILOS
(Fe(OH)3, Al(OH)3, etc.)
NOMENCLATURAS
1.- Intercalar la palabra monobásico, dibásico, tribásico, etc., (de acuerdo al
número de (HO1-) presentes en la fórmula química de la sal básica) a la
nomenclatura clásica o moderna de la sal neutra correspondiente.
Ejemplos:
Fe(OH)Cl2 - cloruro monobásico férrico -
cloruro monobásico de hierro (III)
Fe(OH)2Cl - cloruro dibásico férrico –
cloruro dibásico de hierro (III)
2.- Anteponer el prefijo monohidroxo, dihidroxo, etc. (según el número de
oxhidrilos presentes en la fórmula química de la sal básica) a la
nomenclatura clásica o moderna de la sal neutra correspondiente.
Ejemplos:
Fe(OH)Cl2 - monohidroxocloruro férrico -
monohidroxocloruro de hierro (III)
Fe(OH)2Cl - dihidroxocloruro férrico –
dihidroxocloruro de hierro (III)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
131
SALES DOBLES
Son compuestos cuaternarios constituidos por elemento metálico 1,
elemento metálico 2 (incluido el ion NH41+), oxígeno y elemento no
metálico.
Ejemplos:
KAl(SO4)2 , LiAl(SO4)2, KCr(SO4)2, KNaCO3, NH4MgPO4, etc.
NOMENCLATURAS
1.- Nomenclaturas clásica y moderna
Se nombra primero el anion según la nomenclatura clásica y
moderna (sulfato, carbonato, ortofosfato, etc) (Ver Capítulo 11 – página 117)
seguido de la palabra doble, luego la preposición de y a continuación los
nombres de los elementos metálicos (comenzando por el de mayor número
de oxidación) separados por el nexo y. Se indica entre paréntesis y en
números romanos, el número de oxidación de los de los elementos
metálicos cuando este puede formar sales con más de un número de
oxidación.
Ejemplos:
KAl(SO4)2 - sulfato doble de aluminio y potasio
LiAl(SO4)2 - sulfato doble de aluminio y litio
KCr(SO4)2 - sulfato doble de cromo (III) y potasio
KNaCO3 - carbonato doble de sodio y potasio
NH4MgPO4- ortofosfato doble de magnesio y amonio
2.- Nomenclatura sistemática de Stock
Se nombra primero el anion según la nomenclatura sistemática de
Stock (tetroxosulfato (VI), trioxocarbonato (IV), tetroxoortofosfato (V), etc.)
seguido de la preposición de y del nombre de los elementos metálicos. Se
debe indicar entre paréntesis y en números romanos, el número de
oxidación del elemento metálico cuando este puede formar sales con
más de un número de oxidación.
Ejemplos:
KAl(SO4)2 – tetroxoulfato (VI) de aluminio y potasio
LiAl(SO4)2 - tetroxoulfato (VI) de aluminio y litio
KCr(SO4)2 - tetroxoulfato (VI) de cromo (III) y potasio
KNaCO3 - trioxoarbonato (IV) de sodio y potasio
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
132
OXOSALES DE AMONIO Estos compuestos cuaternarios constituidos por hidrógeno y
nitrógeno (formando el ion NH41+), oxígeno y elemento no metálico.
Ejemplos:
(NH4)2SO4, (NH4)2CO3, etc.
Nota: para la nomenclatura, ver oxosales neutras (Capítulo 11 – página 113).
Considerar al ion amonio (NH4)1+ como una unidad y asignarle un
supuesto número de oxidación +1 a los efectos de obtener la fórmula
química de la sal de amonio.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
133
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 12 COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS. OXOSALES
ÁCIDAS. SALES BÁSICAS. SALES DOBLES. OXOSALES DE
AMONIO
Guía de estudio
1.- Definir oxosales ácidas de acuerdo a su composición. Dar ejemplos. 2.- Nomenclaturas de las oxosales ácidas derivadas de ácidos dipróticos. Dar
ejemplos. 3.- Nomenclaturas de las oxosales ácidas derivadas de ácidos con tres o más
hidrógenos ácidos. Dar ejemplos. 4.- Fórmula química de las oxosales ácidas. Dar ejemplos 5.- Definir sales básicas según su composición. Nomenclaturas y ejemplos 6.- Definir sales dobles según su composición. Nomenclaturas y ejemplos. 7.- Definir oxosales de amonio de acuerdo a su composición. Nomenclaturas y
ejemplos.
Actividades
1.- Completar el siguiente cuadro referido a fórmulas químicas y nomenclaturas de oxosales ácidas. Para obtener la fórmula química, el alumno puede adoptar cualquiera de los métodos propuestos en el libro. Lo importante no es el método en sí mismo, sino escribir correctamente la fórmula química partir de una nomenclatura. Escribir solo una sola de las nomenclaturas clásicas y modernas posibles. Fórmula Química
Nomenclatura Clásica Nomenclatura Moderna
Nomenclatura Sistemática de Stock
sulfato ácido de hierro (II) bicarbonato de sodio trioxosulfato (IV) de hidrógeno y calcio
Ca(H2PO4)2 hidrocarbonato de litio sulfato ácido de magnesio
Fe(HCO3)2 monohidroortofosfato de calcio
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 2.- Completar el siguiente cuadro referido a fórmulas químicas y nomenclaturas de sales básicas, oxosales dobles y oxosales de amonio. En cada caso, marcar con una X para indicar a que tipo de compuesto corresponde.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
134
Fórmula Química
Sal básica
Oxosal doble
Oxosal de amonio
Nomenclatura
KNaCO3 tetroxosulfato (VI) de aluminio y litio
MaOHCl sulfato de amonio
KAl(SO4)2 ortofosfato doble de magnesio y amonio
(NH4)2CO3 hidroxicarbonato de cobre
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
135
CAPÍTULO 13
REACCIONES QUÍMICAS. PRIMERA PARTE
INTRODUCCIÓN
En capítulos anteriores se ha hecho referencia a procesos o
transformaciones que involucran reacciones químicas. Las propiedades
químicas de la materia (Capítulo 2 – página 13) y las uniones químicas
(Cápitulo 6), están directamente relacionadas con las reacciones químicas.
La materia está sometida a permanentes cambios o transformaciones,
que reciben el nombre de fenómenos. La evaporación del agua, la combustión
de la madera, la oxidación del hierro, etc. constituyen ejemplos de fenómenos.
Los fenómenos pueden ser naturales o provocados, físicos o químicos y se
usan para describir las propiedades físicas y químicas de la materia
(Capítulo 2 – página 12).
Actualmente muchos de los cambios o transformaciones que sufre la
materia son provocados por el hombre, que a través del control y el manejo del
entorno material que lo rodea, desarrolla procesos tecnológicos e industriales
orientados a mejorar la calidad y cantidad de vida de los seres humanos. Si
bien en este sentido se han logrado sorprendentes avances, de modo
simultáneo y progresivo se ha ido contaminando el medio ambiente,
provocando alteraciones más o menos importantes de los fenómenos
naturales. Realidad que cada día preocupa más a la humanidad y no debe ser
subestimada.
Un fenómeno físico es cualquier cambio (natural o provocado) asociado
a una propiedad física de la materia, que NO involucra un cambio en la
composición del sistema material (es decir que las sustancias que forman el
sistema material siguen siendo las mismas después del cambio).
Por ejemplo, si se lima un trozo de hierro se obtendrán partículas más
pequeñas de la misma sustancia. Cuando somete a las limaduras de hierro a
elevadas temperaturas es posible fundirlas (llevarlas al estado líquido), pero la
sustancia sigue siendo hierro. Estos cambios corresponden a fenómenos
físicos porque la sustancia es la misma antes y después de ocurridos los
mismos.
Un fenómeno químico implica cualquier cambio que sufre la materia
(natural o provocado) en el que SI ocurre un cambio de la composición del
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
136
sistema material (al menos una sustancia del sistema material se debe
transformar total o parcialmente en otra clase de sustancia), pero conservando
los elementos químicos originales. En otras palabras, se rompen uniones entre
átomos que forman una o más sustancias, y se producen otras uniones que
dan origen a una o más sustancias diferentes. Pero el tipo y la cantidad de
cada elemento químico presente en el sistema material inicial se conserva aún
después de la transformación. Por ejemplo, si un trozo de hierro se deja
expuesto al aire, podrá observarse al cabo de cierto tiempo la formación de
una sustancia sólida de color pardo amarillento adherida a la superficie
metálica, debido a la reacción química entre hierro y el oxígeno del aire. Este
proceso, conocido popularmente con el nombre de “herrumbrado” es un
fenómeno químico porque una parte del trozo inicial de hierro reaccionó con el
oxigeno del aire para dar una nueva sustancia: el óxido férrico. Analizando el
sistema inicial, formado por el trozo de hierro y el oxígeno contenido en el aire
que se dejó en contacto con él, se podrá verificar al final del proceso que la
cantidad y la clase de elementos químicos del sistema se han conservado. El
hierro, distribuido en una parte como ión férrico (Fe3+) que reaccionó con el
oxígeno del aire para dar el óxido férrico y en otra parte como hierro elemental
(Feº) porque no reaccionó y el oxígeno del aire (O2) que reaccionó con el hierro
y se encuentra formando el óxido férrico.
Un fenómeno químico es describir alguna propiedad química de la
materia y necesariamente involucra una reacción química.
Los fenómenos de radiaciones nucleares no son considerados ni
físicos ni químicos. Ya que si bien existen transformaciones en la clase de
materia, no se conservan los elementos originales porque desaparece al menos
una parte del elemento radiactivo para dar origen otro elemento químico que
no existía en el sistema material inicial. Además, los fenómenos químicos son
debidos a interacciones entre los electrones externos de los átomos, mientras
que las radiaciones nucleares provienen de transformaciones que se producen
en el núcleo de los átomos.
REACCIÓN QUÍMICA
Es el proceso en el que, por una redistribución de átomos de un sistema
material inicial formado por una o más sustancias (llamadas reactivos), se
obtiene una o más sustancias con propiedades químicas y físicas diferentes
(llamadas productos).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
137
La “redistribución átomos”, implica que se deben conservar la clase y la
cantidad de átomos. No pueden aparecer o desaparecer átomos durante una
reacción química. Por lo tanto necesariamente se deberán romper enlaces
entre los átomos de las sustancias iniciales (reactivos) para formar nuevos
enlaces que darán origen a otras sustancias (productos). La condición para
que esto ocurra es que la energía potencial de los productos sea menor que la
energía potencial de los reactivos.
Una reacción química puede ocurrir por el simple contacto de dos o
más sustancias a temperatura ambiente. En otros casos es necesario aplicar a
los reactivos alguna forma de energía (calórica, eléctrica, solar, etc.) para
activar el inicio de la reacción química, la que podrá continuar sola o requerir
de la aplicación permanente de energía. En las reacciones de descomposición
(ver página 143), para que un único reactivo de origen a dos o más productos
es necesario aplicar algún tipo de energía externa (generalmente energía
calórica) durante el transcurso de la misma.
En el lenguaje químico, las reacciones químicas se representan
mediante las ecuaciones químicas.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación de una reacción química en la que se indica la
clase y cantidad de cada una de las sustancias que participan en ella y el
sentido de la reacción. Si es conveniente, se indica también el estado de
agregación en que se encuentran las sustancias participantes.
La clase de sustancia se representa mediante su fórmula química.
La cantidad de cada una de las sustancias que participa de la reacción
química, se indica mediante un número entero que se antepone a la respectiva
fórmula química. Siendo este el número de moléculas o el número de moles de
una sustancia, que reaccionan químicamente. Se debe cumplir con de la ley
de la conservación de la masa y de los elementos, para lo cual es necesario
realizar un balance material, el que se logra cuando la cantidad de cada clase
de átomo es la misma en reactivos y en productos.
El sentido de la reacción química se indica con una flecha que separa
los reactivos de los productos.
El estado de agregación de cada sustancia se indica a la derecha de su
fórmula química, mediante subíndice encerrado entre paréntesis: (g)=gas;
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
138
(l)=líquido (para indicar cualquier sustancia líquida que no sea el agua); (s)=
sólido y (ac)=medio líquido acuoso.
Cuando en la reacción química participan más de un reactivo, se
representan en la ecuación química, sumando las respectivas fórmulas
químicas. Del mismo modo se procede para representar más de un producto.
ESQUEMA GENERAL DE REPRESENTACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA MEDIANTE UNA ECUACIÓN QUÍMICA
Ejemplo de dos reacticos: A y B que dan dos productos: C y D
aA + bB cC + dD
A, B, C y D: fórmulas químicas de las respectivas sustancias.
a, b, c y d son el número de moléculas o bien el número de moles de las
sustancias A, B, C y D respectivamente. Estos coeficientes deben ser
números enteros porque no existen fracciones de moléculas. Se usan con la
finalidad de cumplir con de la ley de la conservación de la masa y de los
elementos en una reacción química. Esta ley establece que en toda reacción
química, la clase y número de átomos que forman las sustancias reactivas debe
ser igual a la clase y número de átomos que forman las sustancias productos.
En otras palabras, en un sistema material cerrado la masa total debe ser la
misma antes y después de la reacción química. La aplicación de esta ley en la
práctica (Capítulo 15 – página 160) permite lograr el balance de masa de una
reacción química.
Para el ejemplo, la ecuación química se lee de la siguiente manera: a
moléculas (o moles) del reactivo A reacciona con b moléculas (o moles) del
reactivo B para dar c moléculas (o moles) del producto C y d moléculas (o moles)
del producto D.
Reactivo A
PRODUCTOS REACTIVOS
Reactivo B Producto C Producto D
Para producir… (Sentido de la reacción química)
Reacciona con… y…
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
139
Se puede considerar una ecuación química como la descripción
taquigráfica de una reacción química.
EJEMPLO DE APLICACIÓN: REACCIÓN QUÍMICA – ECUACIÓN QUÍMICA – BALANCE MATERIAL
Cuando se introduce en un tubo de ensayo un pequeño trozo de hierro
metálico y se le agrega una solución acuosa de ácido clorhídrico, se observa
que el metal es inmediatamente atacado en la superficie, con desprendimiento
de burbujas de gas. Si la cantidad de ácido es suficiente, al cabo de cierto
tiempo el metal desaparecerá quedando solamente un líquido transparente (en
este caso el gas producido sale del tubo y se difunde en la atmósfera).
Evidentemente el ácido clorhídrico y el trozo de hierro son los reactivos, que
dan como productos hidrógeno (sustancia gaseosa) y una solución acuosa de
cloruro férrico.
Esta reacción química se representa mediante la correspondiente
ecuación química:
HCl(ac) + Fe(s) FeCl3(ac) + H2(g)
Si bien el agua también se encuentra presente en el medio, no se
incluye en la ecuación química porque no sufre cambio durante la reacción.
Hasta el momento la información es incompleta porque resta cumplir
con la ley de la conservación de la masa y de los elementos en una reacción
química. Para ello es necesario realizar el balance de masa (la cantidad de
cada clase de átomo debe ser la misma en reactivos y en productos). Dado que
los subíndices de las fórmulas químicas de las sustancias no pueden ser
modificados porque se cambiaría el tipo de sustancia; solo es posible variar el
número de cada clase de átomo variando el número de moléculas de las
sustancias que participan en la reacción química. Debido a que no existen
fracciones de moléculas, es necesario usar números enteros para variar el
número de moléculas.
En muchos casos es posible realizar el balance de masa empleando el
método de ensayo y error. Sin embargo, para reacciones más complejas se
debe recurrir a métodos especiales, como por ejemplo el método del ion-
electrón para reacciones de oxido-reducción.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
140
Para el ejemplo, el balance material puede lograrse mediante el método
de ensayo y error. Que consiste en variar el número de moléculas, usando
números enteros (la fórmula química de una sustancia indica la presencia de
una molécula, por lo que el número 1 no se usa). Se comienza por cambiar el
número de alguna de las moléculas con un criterio lógico, observando el
conjunto. Al analizar el número de cada clase de átomo en reactivos y en
productos, se observa que en productos hay 3 átomos de Cl y 2 átomos de H,
mientras que en reactivos hay solamente un átomo de Cl y un átomo de H.
Siempre que en una fórmula química haya un número impar (a partir de 3) de
un determinado átomo, es conveniente usar 2 moléculas de la sustancia que
contiene este elemento para continuar con el balance. En el ejemplo este
criterio corresponde ser aplicado al FeCl3:
HCl(ac) + Fe(s) 2 FeCl3(ac) + H2(g)
Es conveniente continuar el balance con el mismo elemento: en
productos hay 6 átomos de Cl y en reactivos sólo 1. Ya que cada molécula de
ácido clorhídrico tiene 1 átomo de Cl, para lograr el balance son necesarias 6
moléculas (1). Ahora el número de átomos de H en reactivos es 6, mientras
que en productos sólo hay 2. En este caso el balance se logra con 3 moléculas
de hidrógeno porque su fórmula química contiene 2 átomos de H (2).
Finalmente resta balancear los átomos de Fe. En productos hay 2 átomos de
Fe (en 2 moléculas de cloruro férrico) y en reactivos 1 átomo; por lo que
colocando un 2 delante de Fe en reactivos se logra este objetivo y la ecuación
química queda balanceada (3).
6 HCl(ac) + 2 Fe(s) 2 FeCl3(ac) + 3 H2(g)
Las reacciones químicas correctamente escritas y balanceadas,
constituyen el punto de partida para los cálculos estequiométricos que
permiten controlar y manipular convenientemente las cantidades de las
sustancias que participan de la misma (ver Capítulo 16 – página 166).
(3)
(2)
(1) 2 x 3 = 6
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
141
RESUMEN DEL PROCEDIMIENTO PARA PLANTEAR, ESCRIBIR Y BALANCEAR UNA REACCIÓN QUÍMICA
1.- Seleccionar un sistema material en el que ocurre reacción química.
2.- Identificar las sustancias que participan de la reacción química (reactivos y
productos).
3.- Escribir la ecuación química ordenando de izquierda a derecha: las
fórmulas químicas de los reactivos (sumadas), la flecha (orientada a la
hacia la derecha) y las fórmulas químicas de los productos (sumadas).
4.- Balancear materialmente la reacción química
Nota: en adelante solo se indicará en las ecuaciones químicas el estado de
agregación de cada una de las sustancias participantes, cuando se quiere
destacar este aspecto. La mayoría de las reacciones químicas inorgánicas
transcurren en medio acuoso (en general, los ácidos, las bases y las sales
inorgánicas son solubles en agua y reaccionan en ese medio).
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas pueden ser clasificadas de acuerdo a distintos
criterios. Por esta razón una misma reacción química puede pertenecer a
distintos grupos de clasificación.
1.- Según que la reacción química ocurra en un solo sentido, o que luego de
formada una cierta cantidad de productos éstos reacciones entre sí para dar los
reactivos, se clasifican en irreversibles y reversibles.
REACCIONES QUÍMICAS IRREVERSIBLES
Se incluyen en este grupo a todas las reacciones químicas que
transcurren en un solo sentido hasta el consumo total de al menos uno de los
reactivos. Estas reacciones se identifican porque la ecuación química se
representa con una sola flecha en la dirección de reactivos iniciales a
productos finales ( ).
Ejemplos:
OCa + H2O Ca (OH)2
Na2SO4 + BaCl2 2 NaCl + BaSO4
AgNO3 + HCl HNO3 + AgCl
2 KClO3 + calor 2 KCl + 3 O2
Na2CO3 + Ca(OH)2 2 NaOH + CaCO3
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
142
REACCIONES QUÍMICAS REVERSIBLES
Son las reacciones químicas en que los productos obtenidos a partir de
los reactivos iniciales, reaccionan entre sí para volver a formar las sustancias
que les dieron origen. Estas reacciones alcanzan un equilibrio, en el cual
permanecen constantes las concentraciones de todas las sustancias que
participan de la misma, mientras se mantenga constante la temperatura. Se
trata de un equilibrio dinámico, porque la velocidad de formación de productos
es igual a la velocidad de formación de reactivos.
Se representan mediante ecuaciones químicas en las que los reactivos
están separados de los productos mediante dos flechas con sentidos
contrarios ( ), colocando arriba la flecha de sentido izquierda a derecha
(ya que primero se deben formar los productos para que éstos luego
reaccionen para formar las sustancias iniciales).
Cuando una o más de las sustancias que participan de una reacción
química reversible se encuentran al estado gaseoso, para alcanzar el equilibrio
es necesario mantener el sistema cerrado, de manera de retener la fase
gaseosa en el medio de reacción. Caso contrario las sustancias gaseosas
escaparán hacia el ambiente y nunca podrán alcanzar la concentración
necesaria para regenerar los reactivos y permitir el equilibrio. En este último
caso la reacción transcurrirá en un solo sentido hasta que se agote alguno de
los reactivos, siendo una reacción irreversible.
Ejemplos:
CaCO3 (s) + calor CaO(s) + CO2(g)
NH3(g) + H2O(l ) NH4OH(ac) NH4+ (ac) + HO1-
2 K2CrO4(ac) + H2SO4(ac) K2Cr2O7(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l )
2.- Algunas reacciones químicas solo ocurren cuando a los reactivos se les
suministra calor. Por el contrario, en otros casos los productos se forman con
desprendimiento de calor. Teniendo en cuenta estas características, las
reacciones químicas se clasifican en endotérmicas y exotérmicas
respectivamente.
Sistema Cerrado
Sistema Cerrado
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
143
REACCIONES QUÍMICAS ENDOTÉRMICAS
Son las reacciones químicas que transcurren solamente cuando se les
suministra calor a los reactivos y se detiene cuando se deja de suministrarlo.
Ejemplos:
CaCO3 + calor CaO + CO2
2 KClO3 + calor 2 KCl + 3 O2
REACCIONES QUÍMICAS EXOTÉRMICAS
Las reacciones químicas exotérmicas son las que transcurren con
liberación de calor. En general estas reacciones ocurren por simple contacto de
las sustancias reactivas. Aunque en algunos casos se debe suministrar calor u
otra forma de energía a los reactivos para que se inicie la reacción, que luego
continúa con liberación de calor.
Ejemplos:
OCa + H2O Ca (OH)2 + calor
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 + calor
3.- Considerando que: si a partir de dos o más reactivos se obtiene un solo
producto, o que a partir de un solo reactivo se obtengan dos o más productos,
las reacciones químicas se clasifican respectivamente en reacciones de
combinación y en reacciones de descomposición.
REACCIONES QUÍMICAS DE COMBINACIÓN
Son las reacciones químicas en las que a partir de dos o más reactivos
se obtiene un solo producto.
Ejemplos:
S + Fe FeS
2 Mg + O2 2 MgO
N2 + 3 H2 2 NH3
SO2 + H2O H2SO3
REACCIONES QUÍMICAS DE DESCOMPOSICIÓN
Se identifican con este nombre a las reacciones químicas en las que a
partir de un solo reactivo se obtienen dos o más productos. En general estas
reacciones requieren de la aplicación de alguna forma de energía sobre el
reactivo para que transcurran.
Ejemplos:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
144
CaCO3 + calor CaO + CO2
2 KClO3 + calor 2 KCl + 3 O2
4 AgNO3 + luz 2 Ag2O + O2 + 4 NO2
2 H2O O2 + H2
Obsérvese que el primero de estos ejemplos es una reacción química
que puede ser clasificada como irreversible en un sistema abierto, como
reversible en un sistema cerrado, como endotérmica porque sólo transcurre
cuando se le suministra calor y como reacción de descomposición.
por electrólisis
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
145
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 13 REACCIONES QUÍMICAS. PRIMERA PARTE
Guía de estudio 1.- Concepto de fenómeno. Dar ejemplos. 2.- Definiciones de fenómenos físicos y químicos. Dar ejemplos. 3.- Definir reacción química. 4.- Definir ecuación química. 5.- Realizar un esquema general de representación de una reacción química
mediante una ecuación química y explicar el significado de cada uno de los términos y símbolos usados en la misma.
6.- Enunciar la ley de la conservación de la masa y los elementos en una reacción química y relacionar con el balance material de la misma. Dar ejemplos.
7.- Clasificación de las reacciones químicas. 8.- Definir reacción química irreversible. Dar ejemplos. 9.- Definir reacción química reversible. Dar ejemplos. 11.-Definir reacción química exotérmica. Dar ejemplos 12.-Definir reacción química de combinación. Dar ejemplos. 13.-Definir reacción química descomposición. Dar ejemplos.
Actividades
A partir de los siguientes enunciados referidos a reacciones químicas:
a) Se hace reaccionar completamente óxido de calcio con exceso de agua para obtener hidróxido de calcio con liberación de calor.
b) Por calentamiento de trioxoclorato (V) de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno.
c) Cuando se introduce un pequeño trozo de sodio metálico en un recipiente con agua se produce una violenta reacción en la que se forma hidróxido de sodio con liberación de gas hidrógeno y calor.
d) Por disolución de dióxido de azufre en agua se obtiene ácido sulfuroso. e) Cuando se ponen en contacto hidrógeno y nitrógeno gaseosos se
obtiene un producto gaseoso llamado amoníaco, que si se recoge en agua forma el hidróxido de amonio.
f) Un trozo de cinta de magnesio se calienta en presencia de oxígeno para transformarlo completamente en óxido de magnesio.
g) Por calentamiento de carbonato de calcio a elevadas temperaturas en un sistema cerrado, se obtiene óxido de calcio y anhídrido carbónico.
h) Es posible obtener hidrógeno y oxígeno gaseosos por electrólisis del agua.
i) El nitrato de plata es una sustancia que en presencia de luz se descompone para dar óxido de plata con liberación de oxígeno y dióxido de nitrógeno.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
146
En cada caso escribir las ecuaciones químicas involucradas, realizar el balance material e indicar a que tipos de reacciones químicas pertenece (recordar que los criterios de clasificación son diferentes y por lo tanto una misma reacción puede pertenecer a distintos grupos). Tener en cuenta además que cuando se obtiene uno o más productos gaseosos en un sistema abierto y/o uno o más productos sólidos insolubles, la reacción química es irreversible. Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
147
CAPÍTULO 14
REACCIONES QUÍMICAS. SEGUNDA PARTE
4.- El proceso de combinación de un protón de un ácido con un oxhidrilo de una
base para dar agua como producto, se denomina neutralización (entendiendo
por neutralización el efecto de pérdida del carácter ácido del protón y del
carácter básico del oxhidrilo cuando se unen para formar una molécula de
agua). Estas reacciones entre un ácido y una base se identifican con el nombre
de reacciones de neutralización o ácido-base. Lógicamente, estas
reacciones transcurren siempre en medio acuoso.
REACCIONES QUÍMICAS DE NEUTRALIZACIÓN O ÁCIDO-BASE
A partir de una base y un ácido como reactivos en medio acuoso, se
obtienen sal y agua como productos. El agua se forma por la neutralización de
un protón del ácido con un oxhidrilo de la base, quedando como resto una sal
formada por el aníon del ácido y por el catión de la base.
Ejemplos:
HCl + NaOH NaCl + H2O
H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O
H2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + 2 H2O
5.- Numerosas reacciones químicas transcurren en medios líquidos. Cuando
alguno de los productos obtenidos es un sólido insoluble en el medio líquido,
éste precipita separándose del resto de la solución. Estas reacciones químicas
reciben el nombre de reacciones de precipitación. Si bien muchas de estas
reacciones ocurren en medios líquidos acuosos, también pueden darse en
medios líquidos no acuosos o en mezclas de medios líquidos acuosos y no
acuosos. Muchas reacciones de precipitación constituyen un caso particular de
las llamadas reacciones de doble desplazamiento se verá más adelante.
REACCIONES QUÍMICAS DE PRECIPITACIÓN
Son reacciones químicas que transcurren en medios líquidos con
formación de al menos un producto sólido que precipita, porque es insoluble en
ese medio líquido.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
148
En las ecuaciones químicas de estas reacciones es conveniente indicar
el estado de agregación de reactivos y productos. El producto sólido que
precipita se suele identificar por su estado de agregación y con una flecha
hacia abajo colocada a continuación de su fórmula química.
Ejemplos:
CO2(g) + Ca(OH)2(ac) CaCO3(s) + H2O(l )
Pb(NO3)2(ac) + 2 NaI(ac) PbI2(s) + 2 NaNO3(ac)
AgNO3(ac) + HCl(ac) AgCl(s) + HNO3(ac)
H2S(g) + FeSO4(ac) FeS(s) + H2SO4(ac)
6.- El conjunto de reacciones químicas que ocurren por una transferencia de
electrones entre los reactivos se las identifica con el nombre de reacciones de
oxidación-reducción.
REACCIONES QUÍMICAS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Se considera reacción química de oxidación-reducción aquella que
transcurre con transferencia de electrones entre los reactivos, hecho que se
manifiesta por un cambio en el número de oxidación de uno o más átomos de los
reactivos. Cuando la transferencia de electrones involucra especies químicas
poliatómicas, el cambio en el número de oxidación se manifiesta en un
determinado átomo de las mismas. Para especies monoatómicas, el cambio en
el número de oxidación ocurre sobre este único átomo.
Existen algunos casos de reacciones de oxidación-reducción en las que
un mismo átomo de una especie reactiva se oxida y se reduce
simultáneamente, fenómeno que se denomina autoxidoreducción.
Algunos conceptos requeridos para interpretar una reacción química de
oxidación-reducción:
Oxidación es el proceso por el cual una especie química (molécula o ion) cede
uno o más electrones a otra especie química, que se manifiesta por un aumento
en el número de oxidación de un determinado átomo de la misma.
Reducción es el proceso por el cual una especie química gana uno o más
electrones cedidos por otra especie química, que se manifiesta por una
disminución en el número de oxidación de un determinado átomo de la misma.
Toda oxidación debe ir necesariamente acompañada de una reducción
y viceversa. Ambos procesos se dan simultáneamente.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
149
Oxidante es la especie química que ejerce la acción de oxidar a otra especie
química quitándole electrones, lo que provoca su propia reducción (la especie
oxidante siempre se reduce).
Reductor es la especie química que ejerce la acción de reducir a otra especie
química cediéndole electrones, lo que provoca su propia oxidación (la especie
reductora siempre se oxida).
Autooxidoreducción es el proceso por el cual la transferencia de electrones
ocurre entre átomos de una misma especie química.
Reconocimiento de una reacción química de oxidación-reducción
Una reacción química de oxidación-reducción se reconoce porque se
produce un cambio en el número de oxidación de por lo menos uno de los
átomos que participan de la misma. Para verificarlo se debe analizar el
número de oxidación de cada uno de los átomos de los reactivos y compararlo
con el mismo átomo en los productos.
Para identificar el número de oxidación con que actúa cada átomo se
debe tener en cuenta: la nomenclatura de las sustancias, sus fórmulas
químicas y las pautas para identificar los números de oxidación de los
elementos (ver Capítulo 9 - página 99), además de las siguientes reglas:
1.- Para especies moleculares, la suma algebraica de los números de oxidación
de los átomos que la forman es igual a cero (0).
2.- Para especies iónicas, la suma algebraica de los números de oxidación de
los átomos que la forman es igual a su carga eléctrica.
Ejemplo1:
2 HCl(ac) + Zn(s) ZnCl2(ac) + H2(g)
Analicemos este ejemplo para describir el proceso de oxidación-
reducción. Esta reacción se inicia cuando se introduce una granalla de zinc
metálico en un tubo de ensayo que contiene unos mililitros de una solución de
ácido clorhídrico. El ácido clorhídrico se encuentra ionizado en el agua como
ión hidronio: H3O+ (especie que por convención se escribe como protón: H+) y
+1 0
0 +2
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
150
como ión cloruro: Cl1- (especie iónica monoatómica que tiene número de
oxidación –1). La granalla de zinc metálico, se simboliza Zn (especie con
número de oxidación 0.
Para reconocer si se trata de una reacción de oxidación-reducción es
necesario analizar el número de oxidación de cada átomo en los reactivos y
compararlo con el mismo átomo en los productos. Comencemos por el átomo
H: en los reactivos se encuentra en el ácido clorhídrico como especie iónica
(H+) con número de oxidación +1 y como producto forma el H2 (sustancia
simple) con número de oxidación 0. Se observa por lo tanto una disminución
en el número de oxidación del elemento H. Esto indica que la especie H+ ganó
un electrón para dar H (2 átomos de H se unen inmediatamente para formar la
molécula diatómica). El H+ es la especie que se reduce y en consecuencia actúa
como oxidante.
Continuando el análisis con el elemento Cl: este se encuentra
formando el ácido clorhídrico como ion cloruro (Cl1-) en los reactivos, y en los
productos también se encuentra como ion cloruro constituyendo el cloruro de
zinc, por lo que no ha sufrido cambio en su número de oxidación.
Finalmente el zinc metálico (Zn) tiene número de oxidación 0 como
reactivo, pero en los productos se encuentra como ion zinc (Zn2+), formando el
cloruro de zinc, con número de oxidación +2. Este elemento aumentó su
número de oxidación porque perdió electrones, oxidándose. Al ceder electrones
a otra especie (en este caso al H+) ejerce sobre ella la acción de reducirla, por
lo que el Zn metálico actúa como reductor.
Ejemplo 2: autooxidoreducción
Cl2(g) + 2 NaOH(ac) NaClO(ac) + NaCl(ac) + H2O
Cuando se hace burbujear cloro gaseoso (Cl2) dentro de una solución
acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) a temperatura ambiente, se obtienen
como productos hipoclorito de sodio (agua lavandina), cloruro de sodio y agua.
El único elemento de los reactivos que muestra un cambio en su
número de oxidación es el Cl: de 0 a +1 en el hipoclorito de sodio y de 0 a –1 en
el cloruro de sodio (los elementos Na, O y H no sufren cambio en su número de
0 +1
0 -1
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
151
oxidación). Es decir que la misma especie: Cl2 se oxida y se reduce, actuando
como reductor y oxidante simultáneamente. Este fenómeno recibe el nombre
de autooxidoreducción. Se supone el siguiente mecanismo: uno de los átomos
de Cl de la molécula Cl2, le cede un electrón al otro y se separan en iones Cl1-
y Cl1+. El ion Cl1+ es muy inestable y reacciona inmediatamente con el O para
generar el ion hipoclorito (ClO1-), especie en la que O tiene número de
oxidación –2 y Cl tiene número de oxidación +1.
7.- Las reacciones químicas entre una sal y un elemento metálico o entre un
ácido y un elemento metálico, se clasifican dentro de las llamadas reacciones
de desplazamiento. Este nombre se debe a que el elemento metálico desplaza
al metal de una sal para unirse al resto; o porque desplaza al H de un ácido
para unirse al resto. Estas reacciones también son oxidación-reducción ya que
se verifican cambios en el número de oxidación de los átomos. El ejemplo 1 de
las reacciones de oxidación-reducción es un caso de reacción de desplazamiento
entre un ácido y un elemento metálico.
REACCIONES QUÍMICAS DE DESPLAZAMIENTO
Un elemento metálico (desplazante) reacciona con una sal o con un
ácido (compuesto), para liberar el elemento metálico de la sal (desplazado) o el H
del ácido (desplazado) y unirse al resto dando otra sal.
Para que un elemento metálico pueda desplazar a otro que forma parte
de una sal, debe requerir menor energía para oxidarse que el desplazado;
información necesaria para predecir si un elemento es capaz de desplazar a
otro combinado. Con esta finalidad, se muestra una tabla de elementos
metálicos de uso habitual, ordenados de arriba hacia abajo en sentido de
menor a mayor requerimiento energético para su oxidación. Cada elemento de
esta tabla se oxida más fácilmente que todos los que se encuentran por debajo
de él y podrá desplazarlos de sus combinaciones. Los potenciales de oxidación
se expresan en voltios y se determinan tomando como referencia el elemento
H, al que por convención se le asigna potencial de oxidación cero (0). En la
tabla de potenciales de oxidación, los elementos que están por encima de H,
tienen potencial de oxidación positivo, aumentando hacia arriba y pueden
desplazar el H de los ácidos. Mientras que los elementos que se encuentran
por debajo del H, tienen potencial de oxidación negativo aumentando hacia
abajo y no pueden desplazar el H del los ácidos.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
152
Resumiendo, cualquier elemento metálico de esta tabla puede desplazar de su
combinación a todos los elementos que se encuentran por debajo del mismo y
no puede desplazar a los que se encuentran por encima de él.
Tabla de potenciales de oxidación de algunos elementos
Li
K
Ba
Ca
Na
Mg
Al
Zn
Cr
Fe
Ni
Sn
H
Cu
Hg
Ag
Au
Ejemplos de desplazamiento del H de un ácido:
Mg(s) + 2 HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g)
Zn(s) + H2SO4(ac) ZnSO4(ac) + H2(g)
Ejemplos de desplazamiento del elemento metálico de una sal:
Mg(s) + ZnCl2(ac) MgCl2(ac) + Zn(s)
Zn(s) + CuSO4(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s)
P O T E N C I A L D E O X I D A C I Ó N
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
153
8.- Por último, existe un conjunto de reacciones químicas a las que se les asigna
el nombre de reacciones de doble desplazamiento. Estas reacciones ocurren
entre dos sales o entre una sal y un ácido o entre una sal y una base,
siempre en medio acuoso. No siempre que se ponen en contacto dos sales, o una
sal y un ácido, o una sal y una base ocurre una reacción química. En general,
para saber si una reacción de doble desplazamiento es factible o no, es
necesario analizar el sistema reactivo, con cierta información previa.
REACCIONES QUÍMICAS DE DOBLE DESPLAZAMIENTO
En general estas reacciones se producen entre dos sustancias
reactivas (sal+sal o sal+ácido o sal+base) para dar como productos otras dos
sustancias del mismo tipo. Pueden darse los siguientes casos:
1.- Reacciones de doble desplazamiento entre dos sales
sal A + sal B sal C + sal D
Para saber si una reacción química sal+sal es factible, es necesario
recurrir a datos tabulados de solubilidad de sales en agua. En general, si se
cumple que al menos una de las sales obtenidas como producto es más
insoluble en agua que cualquiera de las sales reactivas, la reacción química es
factible.
El manejo de cierta información al respecto puede resultar de gran
utilidad para definir la factibilidad de algunas de estas reacciones químicas:
1.-Todos los nitratos son sales solubles en agua
2.-Las sales de litio, sodio, potasio y amonio son todas solubles en agua
3.-Las siguientes son sales típicamente insolubles en agua:
carbonato de calcio: CaCO3 (precipitado blanco)
sulfato de calcio: CaSO4 (precipitado blanco)
sulfato de bario: BaSO4 (precipitado blanco)
sulfato de calcio: CaSO4 (precipitado blanco)
cloruro de plata: AgCl (precipitado blanco)
sulfato de plata: Ag2SO4 (precipitado blanco)
cromato de plata: Ag2CrO4 (precipitado rojo)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
154
Una forma simple y rápida para proponer una reacción factible entre
dos sales, es elegir una sal insoluble típica (según lista anterior) como
producto y en base a ella construir sales solubles (de Li, Na, K, etc. y nitratos)
como reactivos y finalmente escribir la otra sal producto, que será soluble.
Por ejemplo:
Supongamos que se propone obtener la sal CaCO3 (típicamente
insoluble) como sal producto (1), para asegurar que la reacción química sea
factible. Luego se definen las dos sales solubles reactivas, que podrían ser:
carbonato de sodio (o de litio, o potasio o de amonio) (3) y nitrato de calcio (2).
De este modo la otra sal obtenida como producto es el nitrato de sodio (4).
Na2CO3 + Ca(NO3)2 CaCO3 + 2 Na NO3
2.- Reacciones de doble desplazamiento entre una sal y un ácido
sal A + ácido A sal B + ácido B
Una reacción química sal+ácido es factible cuando se cumple al menos
uno de los siguientes requisitos: sal B más insoluble que sal A, ácido B más
insoluble que ácido, ácido B más volátil que ácido A. Por lo tanto es necesario
disponer de datos tabulados de solubilidad de sales en agua, de solubilidad de
ácidos en agua, y de volatilidad de ácidos.
Para proponer ejemplos o para determinar la factibilidad de reacciones
este tipo, es conveniente memorizar cierta información mínima:
1.- Solubilidad de sales en agua. Es la misma información requerida
para reacciones de doble desplazamiento sal+sal, ya que se puede proponer
una sal típicamente insoluble como producto como condición de factibilidad.
2.- Solubilidad de ácidos en agua. Para ácidos inorgánicos comunes es
suficiente considerar que son todos solubles en agua, excepto el ácido
metasilísico (H2SiO3) y el ácido wolfrámico (H2WO4).
(2) (3)
(1) (4)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
155
3.- Volatilidad de ácidos. Es de utilidad conocer el orden de volatilidad
de los ácidos inorgánicos de uso más frecuente:
Ejemplos:
2.1.- Reacción sal+ácido en que la sal producto es más insoluble
que la sal reactivo: para proponer una reacción entre una sal y un ácido
que sea factible porque la sal producto es más insoluble que la sal reactivo, es
suficiente con asegurar esta condición. Sin embargo para evitar una posible
situación conflictiva es conveniente elegir una sal insoluble como producto
que condicione tener como reactivo un ácido menos volátil que el producto,
como sería el sulfato de calcio o el sulfato de bario (1). De este modo el ácido
reactivo deberá ser el ácido sulfúrico (2) que es el menos volátil, lo que asegura
que el ácido obtenido (4) siempre será más volátil. Finalmente para definir una
sal reactivo soluble siempre es conveniente usar un nitrato (3).
Ca(NO3)2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HNO3
2.2.- Reacción sal+ácido en que el ácido producto es más
insoluble que el ácido reactivo: en este caso es suficiente proponer como
producto algún ácido inorgánico insoluble (1), teniendo la precaución de no
usar una sal insoluble como reactivo (2) para evitar conflicto.
Na2SiO3 + 2 HNO3 H2SiO3 + 2 NaNO3
2.3.- Reacción sal+ácido en que el ácido producto es más volátil
que el ácido reactivo: a partir de la volatilidad de los ácidos inorgánicos más
comunes, se propone un ácido como producto que condicione tener como
reactivo un ácido menos volátil, tratando de usar sales solubles en agua. Para
dar un ejemplo, es suficiente proponer como reactivos: el ácido sulfúrico (1)
(2) (3) (1) (4)
(3) (2) (1)
(4)
H2SO4 H3PO4 HCl HNO3 H2SO3 H2S H2CO3 HCN
Aumento de la volatilidad de algunos ácidos inorgánicos
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
156
(que asegura que el ácido obtenido como producto (2) será más volátil)) y una
sal soluble en agua (3).
H2SO4 + 2 NaNO3 2 HNO3 + Na2SO4
3.- Reacciones de doble desplazamiento entre una sal y una base
sal A + base A sal B + base B
Una reacción química de doble desplazamiento entre una sal y una
base es factible cuando se cumple al menos uno de los siguientes requisitos:
sal B más insoluble que sal A, base B más insoluble que base A, base B más
volátil que base A. Para predecir si una reacción de este tipo es factible o no es
necesario disponer de información de solubilidad de sales en agua, de
solubilidad de bases en agua y de volatilidad de bases.
A los fines de proponer ejemplos o para determinar la factibilidad de
reacciones este tipo, es conveniente memorizar la siguiente información:
1.- Solubilidad de sales en agua. Es la misma información requerida
para reacciones de doble desplazamiento sal+sal, ya que se puede proponer
una sal típicamente insoluble como producto como condición de factibilidad
de una reacción sal+base.
2.- Solubilidad de bases en agua. En general las bases de Li, Na, K y
amonio son todas solubles en agua. Las bases de Ca, Ag y Hg(II) son poco
solubles en agua y el resto son consideradas insolubles en agua.
A continuación se dan algunos ejemplos de bases típicamente
insolubles en agua:
hidróxido férrico: Fe(OH)3 (precipitado gelatinoso color pardo rojizo)
hidróxido cúprico: Cu(OH)2 (precipitado color celeste)
hidróxido de aluminio: Al(OH)3 (precipitado gelatinoso incoloro)
3.- Volatilidad de ácidos. En este caso se considera el hidróxido de
amonio (NH4OH) como única base inorgánica volátil.
(3) (2) (1)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
157
(4)
Ejemplos:
3.1.- Reacción sal+base en que la sal producto es más insoluble
que la sal reactivo: para proponer un ejemplo, es suficiente con elegir como
producto una sal típicamente insoluble (1), y una sal soluble como reactivo (2).
En estos casos, aún cuando la base la base reactivo (3) fuese más insoluble
que la base producto (4), la reacción será factible.
NaCl + AgOH AgCl + NaOH
3.2.- Reacción sal+base en que la base producto es más insoluble
que la base reactivo: en este caso es suficiente proponer una base inorgánica
insoluble (1) como producto, que provenga de una base reactivo soluble (3),
teniendo la precaución de usar una sal soluble como reactivo (2) para evitar
conflicto.
Fe(NO3)3 + 3 NaOH Fe (OH)3 + 3 NaNO3
3.3.- Reacción sal+base en que la base producto es más volátil
que la base reactivo: para un ejemplo, proponer el NH4OH como base
producto (1). El amonio asegura una sal soluble como reactivo (2) y para no
generar conflicto, usar como reactivo una base (3) soluble en agua.
2 NaOH + (NH4)2SO4 2 NH4OH + Na2SO4
(3) (2) (1)
(3) (2) (1)
(3) (2) (1)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
158
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 14 REACCIONES QUÍMICAS. SEGUNDA PARTE
Guía de estudio 1.- Definir reacción química de neutralización o ácido-base. Dar ejemplos. 2.- Definir reacción química de precipitación. Dar ejemplos. 3.- Definir reacción química de oxidación-reducción. Dar ejemplos. 4.- Reconocimiento de una reacción de oxidación-reducción. Ejemplos. 5.- Conceptos de oxidación, reducción y autooxidoreducción. Dar ejemplos. 6.- Definir reacción química de desplazamiento. Dar ejemplos. 7.- Criterio para determinar si una reacción química de desplazamiento es
factible o no. Dar ejemplos. 8.- Definir reacción química de doble desplazamiento. Dar ejemplos. 9.- Definir reacción química de doble desplazamiento sal+sal. Dar ejemplos. 10.-Criterios de factibilidad de reacciones químicas de doble desplazamiento
sal+sal. Dar ejemplos. 11.-Definir reacción química de doble desplazamiento sal+ácido. Dar ejemplos. 12-Criterios de factibilidad de reacciones químicas de doble desplazamiento
sal+ácido. Dar ejemplos. 13.-Definir reacción química de doble desplazamiento sal+base. Dar ejemplos. 14.-Criterios de factibilidad de reacciones químicas de doble desplazamiento
sal+base. Dar ejemplos.
Actividades
A partir de los siguientes enunciados referidos a reacciones químicas:
a) Cuando se ponen en contacto soluciones de nitrato de plata y de ácido clorhídrico se obtiene un precipitado blanco de cloruro de plata y solución de ácido nítrico.
b) Se introduce una granalla de zinc en una solución de sulfato cúprico. ¿Habrá reacción química?. ¿Por qué?. Explicar.
c) Se hace reaccionar completamente ácido carbónico con hidróxido de sodio para obtener carbonato de sodio y agua.
d) Cuando se introduce un trozo de plata metálica en una solución de ácido clorhídrico no se observa reacción química. ¿Por Qué?. Explicar.
e) Si se introduce un trozo de cinta de magnesio en una solución de ácido clorhídrico. ¿Ocurrirá una reacción química?.¿Por qué?. Explicar.
f) ¿Es posible la reacción química entre soluciones de nitrato de calcio y carbonato de potasio?.¿Por qué?. Explicar.
g) ¿Es posible la reacción química entre cobre metálico y una solución de cloruro férrico?.¿Por qué?. Explicar.
h) Cuando se ponen en contacto una solución de sulfato de sodio con una solución de ácido nítrico: ¿Ocurrirá una reacción química?. ¿Por qué?. Explicar.
i) ¿Es posible la reacción química entre una solución de cloruro de amonio con una solución de hidróxido de potasio?. ¿Por qué?. Explicar.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
159
En los casos en que hay reacción química, escribir las ecuaciones químicas correspondientes, realizar el balance material e indicar a que tipos de reacciones químicas pertenece (recordar que los criterios de clasificación son diferentes y por lo tanto una misma reacción puede pertenecer a distintos grupos). Tener en cuenta además que cuando se obtiene uno o más productos gaseosos en un sistema abierto y/o uno o más productos sólidos insolubles, la reacción química es irreversible. Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
160
CAPÍTULO 15
LEYES GRAVIMÉTRICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
INTRODUCCIÓN
El conjunto de las denominadas leyes gravimétricas rige y describen el
comportamiento de las cantidades expresadas en masas, de las especies que
participan de una reacción química. Estas leyes constituyen la base para el
control cuantitativo de las reacciones químicas.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER. APLICACIÓN A UNA
REACCIÓN QUÍMICA
En general la ley de Lavoisier de la conservación de la masa, establece
que la masa total de un sistema material cerrado permanece constante,
cualquiera sea la transformación a que sea sometido el mismo. La única
condición es que el sistema material sea cerrado.
Si bien esta ley trasciende el caso de una transformación química
dentro del sistema material, puede ser perfectamente aplicada a esta situación
y de hecho es el aspecto de la misma que resulta de interés para los químicos.
Por lo tanto puede ser aplicada a cualquier sistema material en el que se
produce una reacción química de cualquier tipo, ya sea que participen todas
las sustancias o solo parte de ellas. Sin embargo la aplicación conjunta de
esta ley y del principio de la conservación de los elementos químicos,
constituye el fundamento del balance material de una reacción química y de
allí su importancia en la estequiometría (ver capítulo 16 – página 166).
La ley de Lavoisier, aplicada a sistemas materiales en los que ocurren
reacciones químicas, puede ser enunciada de la siguiente manera:
“La masa total de un sistema material cerrado en el que se
produce una reacción química, permanece constante”.
Más aún, para que esta ley pueda ser aplicada al balance material de
una reacción química, el sistema material inicial debe estar constituido
solamente por las sustancias reactivas y en cantidades tales que reaccionen
completamente entre sí (cantidades estequiométricas) sin que haya exceso de
alguno de los reactivos.
Por ejemplo: dada la siguiente representación esquemática de una
reacción química irreversible:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
161
A + B C + D
Donde A y B son las especies reactivas y C y D son las especies
obtenidas o productos. Y considerando:
mA = masa del reactivo A
mB= masa del reactivo B
mC= masa del producto C
mD= masa del producto D
La Ley de Lavoisier establece que: mA + mB + mC + mD = constante
Estas masas corresponden a las cantidades estequiométricas de las
sustancias A, B, C y D en la reacción química. En el estado inicial, antes de
que se produzca la reacción, la masa total del sistema corresponde a las
masas de los reactivos A y B (mC=0 y mD=0). Durante el transcurso de la
reacción química existirán las cuatro sustancias, con una disminución de las
masas de reactivos y el correspondiente aumento de las masas de los
productos; hasta que finaliza la reacción irreversible y solo quedan las masas
de los productos C y D (mA =0 y mB=0).
Para que esta ley pueda ser aplicada al balance material de las
reacciones químicas (considerando que la masa total de reactivos es igual a la
masa total de productos) se presupone una reacción química irreversible con
cantidades estequiométricas de reactivos. Y es complementaria con el
principio de conservación de los elementos químicos en una reacción química
(establecido por Dalton). Las conclusiones de la ley de Lavoisier y el principio
de conservación de los elementos de Dalton, quedan expresadas en la ya
mencionada ley de la conservación de la masa y de los elementos en una
reacción química (ver Capítulo 13- página 138).
Si bien la Ley de Lavoisier mantiene plena vigencia en la práctica para
el balance de masas de las reacciones químicas, no es estrictamente cierta. En
el año 1905 Einstein demostró que la materia y la energía son distintas
manifestaciones de una misma entidad física y que en determinadas
condiciones la materia puede transformarse en energía y viceversa. Cuya
expresión matemática es la siguiente:
E = m.c2 o ΔE = Δm.c2
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
162
En un sistema material cerrado, no puede haber transferencia directa
de masa entre éste y el medio ambiente; pero sí de energía. Según Einstein la
transferencia de energía implica una transferencia indirecta de masa. Por
ejemplo, para una reacción química exotérmica que ocurre en un sistema
cerrado con gran liberación energía como calor, debería producirse una
pérdida de masa en el sistema. Si consideramos ΔE como el cambio de energía
en el sistema por la liberación de calor, se deberá producir una pérdida de
masa Δm= 2cEΔ
. Obsérvese que la energía está dividida por un número muy
grande: (300.0000)2 = 90.000.000.000. Por lo cual la energía liberada debe ser
extremadamente importante para que la pérdida de masa sea considerable. En
las reacciones químicas estas energías son relativamente bajas y la pérdida de
masa no puede ser detectada por una balanza analítica (con sensibilidad del
orden de 10-6 gramos). Por esta razón la Ley de la Conservación de la Masa de
Lavoisier sigue teniendo vigencia en la práctica.
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS DE PROUST
Proust estudio la composición cualitativa y cuantitativa de muestras
de un mismo compuesto provenientes de diferentes fuentes y encontró que en
todas ellas la clase y la cantidad de los elementos eran siempre los mismos.
En otras palabras, un determinado compuesto está formado por los mismos
elementos químicos en proporciones definidas de masas. Si bien un
compuesto puede estar formado por dos o más elementos, la relación de
masas se establece de a pares y en ese sentido es enunciada la ley: “La
relación de las masas entre dos elementos químicos que forman un
determinado compuesto es siempre constante”.
Por ejemplo, cuando se analizan muestras de agua obtenidas de
diferentes lugares, en todas ellas las proporciones de masas de los elementos
H y O es la misma.
Muestras de agua Masa de agua (gramo)
Masa de H (gramo)
Masa de O (gramo)
Relación mH/mO
Muestra 1 20 2,22 17,77 0,125 = 1/8
Muestra 2 50 5,55 44.44 0,125 = 1/8
Muestra 3 100 11,11 88,88 0,125 = 1/8
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
163
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES DE DALTON
Dalton demostró que “cuando dos elementos determinados se unen
químicamente entre sí para formar distintos compuestos binarios,
mientras la masa de uno de ellos se mantiene constante, la masa del
otro varía en una relación numérica sencilla”. En otras palabras, mientras
el número de átomos de uno de los elementos se mantiene constante en todos
los compuestos, el otro varía en una relación numérica sencilla. Esta relación
de números sencilla corresponde a números enteros y no mayores de 7 (siete).
Por ejemplo, el elemento cloro puede reaccionar químicamente con el
elemento oxígeno y dependiendo de las condiciones en que se produce la
reacción, se pueden obtener distintos compuestos binarios de estos elementos:
Elementos Compuestos binarios
Masa de Cl (gramo)
Masa de O(gramo)
Masa O/ menor masa O (16) (adimensional)
Cl y O Cl2O 71 16 16/16 = 1
Cl y O Cl2O3 71 48 48/16 = 3
Cl y O Cl2O5 71 80 80/16 = 5
Cl y O Cl2O7 71 112 112/16 = 7
LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS DE RICHTER
Esta ley establece que “las masas de dos elementos diferentes que
reaccionan completamente con una masa fija de un tercer elemento, son
las mismas con que reaccionarán completamente entre sí, o bien
múltiplos o submúltiplos de ellas, en una relación de masas constante”.
Por ejemplo:
Relación numérica sencilla de la masa variable de O:
1:3:5:7
Masa constante de Cl
constante mH mO
==g
ggg
5,351
712
87 gramos Cl2O
73 gramos HCl Para dar
Reacciona con
Para dar
Reacciona con 71 gramos Cl2 18 gramos H2O
Para dar
16 gramos O2
Reacciona con
2 gramos H2
=
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
164
Por una parte, 2 gramos de hidrógeno reaccionan completamente con
16 gramos de oxígeno para dar 18 gramos de agua. Por otra parte, 71 gramos
de cloro reaccionan completamente con 16 gramos de oxígeno para dar 87
gramos de monóxido de dicloro.
Por lo tanto 2 gramos de hidrógeno reaccionarán completamente con
71 gramos de cloro para dar 73 gramos de cloruro de hidrógeno. Y se cumple
que la relación de masas entre estos dos elementos se mantiene constante (es
decir que también se cumple la ley de las proporciones definidas de Proust).
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
165
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 15 LEYES GRAVIMÉTRICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Guía de estudio 1.- Explicar para qué sirven las leyes gravimétricas de las reacciones
químicas. 2.- Enunciar la ley de la conservación de la masa de Lavoisier. Dar un
ejemplo de aplicación de esta ley. 3.- Enunciar la ley de las proporciones definidas de Proust. Dar un ejemplo
de aplicación de esta ley. 4.- Enunciar la ley de las proporciones múltiples de Dalton. Dar un ejemplo
de aplicación de esta ley. 5.- Enunciar la ley de las proporciones recíprocas de Richter. Dar un ejemplo
de aplicación de esta ley.
Actividades
1.- a) Escribir las ecuaciones de las reacciones químicas de los compuestos binarios que pueden formarse a partir de los elementos yodo y oxígeno.
b) Considerando que estas reacciones químicas son irreversibles, aplique a cada una de ellas la ley de la conservación de la masa y de los elementos químicos. d) Del análisis de tres muestras de anhídrido yódico se obtuvieron los
siguientes datos:
Muestra N° Masa Muestra (g) Masa de Yodo (g) Masa de oxígeno (g)
1 5 3,80 1,20 2 12 9,12 2,88 3 25 19,00 6,00
Demostrar que se cumple la ley de las proporciones definidas de Proust.
c) A partir de los productos obtenidos en el ítem a) demostrar que se cumple la ley de las proporciones múltiples de Dalton.
Respuestas: evaluar con el profesor del curso o consultar con el autor del libro. 2.- Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones químicas: a) Formación de hidruro de plomo a partir de sus elementos y b) Formación de agua a partir de sus elementos. Realizar el balance material de estas reacciones y demostrar que se cumple la ley de Richter.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
166
CAPÍTULO 16
ESTEQUIOMETRÍA. ESTUDIO DE LAS CANTIDADES DE REACTIVOS
Y DE PRODUCTOS EN UNA REACCIÓN QUÍMICA
INTRODUCCIÓN
La reacción química además de ser útil para describir y explicar un
fenómeno químico, es la información previa necesaria para reproducir y
controlar cuantitativamente los procesos químicos en el laboratorio y en la
industria.
Cuando una reacción química se usa para reproducir y controlar un
proceso químico, es muy probable que se presente alguno de los siguientes
casos:
Caso 1: la cantidad de un producto a obtener es la referencia para determinar
las cantidades estequiométricas de reactivos y de otro u otros productos
obtenidos.
Caso 2: se dispone de una cantidad limitada de uno de los reactivos (al que se
denomina reactivo limitante), que condiciona la cantidad de productos a obtener
y las cantidades requeridas de los restantes reactivos.
Caso 3: la materia prima (reactivos) son sustancias no puras (soluciones
líquidas concentradas, sólidos impuros, etc.).
La problemática planteada en cada uno de estos casos se resuelve
mediante la estequiometría, y los cálculos estequiométricos.
ESTEQUIOMETRÍA. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS
La estequiometría es el estudio de las cantidades de reactivos y de
productos que participan en una reacción química. Operar con cantidades
estequiométricas de reactivos y productos en una reacción química, significa
trabajar con las cantidades exactas de sustancias puras, lo que permite el
máximo aprovechamiento de las mismas; siendo esta una condición crítica
cuando se trata de reactivos y/o productos de elevado costo.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
167
Los cálculos matemáticos que permiten determinar estas cantidades
de reactivos y productos respetando las leyes estequiométricas, se denominan
cálculos estequiométricos.
Dada una reacción química y su correspondiente ecuación química,
los coeficientes numéricos que se encuentran delante de cada una de las
fórmulas químicas de reactivos y productos, son números enteros que indican
el número de moléculas o bien el número de moles de cada uno de ellos, que
participan en la reacción química (ver Capítulo 13 – página 137). En
estequiometría estos coeficientes numéricos se denominan coeficientes
estequiométricos. Para producir una reacción química en el laboratorio o en
la industria, es necesario usar cantidades macroscópicas (masas o volúmenes)
de reactivos y productos. Por lo tanto los coeficientes estequiométricos deben
ser considerados como números de moles de reactivos y de productos puros, y
sus respectivas cantidades deben ser expresadas en moles.
COFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS Y CANTIDADES ESTEQUIOMÉTRICAS
En la página 38 del Capítulo 4, se definió un mol de moléculas de una
sustancia, como la masa (expresada en gramos) de 6,022 x 1023 moléculas de
la misma y corresponde a su peso molecular gramo. Así, el número de moles de
reactivos y de productos puede ser expresado en sus respectivas masas.
Operar con números de moles o con masas de reactivos y de productos
tiene la ventaja de ser válido para cualquier estado de agregación en que se
encuentren los mismos. Sin embargo, cuando una o más de las especies que
participan de una reacción química se encuentran en el estado gaseoso puede
resultar más conveniente operar con volúmenes.
En general, cuando se obtiene un producto gaseoso es más sencillo
medir el volumen que su masa, aún cuando debe tenerse en cuenta la presión
y la temperatura. Mientras que para medir cantidades de reactivos gaseosos
encerrados en recipientes, puede resultar más simple medir directamente una
disminución de masa mediante balanza o inyectar la cantidad requerida de
reactivo gaseoso por diferencia de presiones.
Dado que el volumen (V) de una sustancia al estado gaseoso depende
de la cantidad de moléculas o número de moles (n), además de la presión (P) y
de la temperatura (T) a la que se encuentra sometido; es necesario definir una
relación válida entre estas variables: volumen molar (VM): es el volumen que
ocupa un mol de cualquier sustancia al estado gaseoso en condiciones normales
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
168
de presión y de temperatura (CNPT) y es igual a 22,4 litros. Es decir que 1 mol
o 1 peso molecular gramo de cualquier sustancia al estado gaseoso en CNPT
ocupa un volumen de 22,4 litros. La condición normal de presión es 1
atmósfera (o 760 mm de Hg) y la condición normal temperatura es 273 K (273
grados Kelvin, en la escala absoluta de temperatura) y corresponde a 0°C de la
escala Celsius o centígrada.
En el laboratorio o en la industria es difícil y costoso operar en CNPT,
por lo que habitualmente los gases son medidos e introducidos en el sistema
reactivo en las condiciones de presión y de temperatura a las que se
encuentra. En principio la cantidad estequiométrica de una sustancia gaseosa
se determina en CNPT usando el concepto de volumen molar, luego este
volumen es ajustado a las condiciones de presión y de temperatura a la que se
encuentra el gas y finalmente es transferido al sistema reactivo, ya sea
midiendo directamente este volumen o midiendo con un manómetro una
disminución de presión del gas contenido en un recipiente (previamente
calculada), correspondiente al volumen estequiométrico.
Algunos autores aconsejan expresar las cantidades estequiométricas y
realizar los cálculos estequiométricos en número de moles (método del mol).
Este método, en principio tiene la ventaja de que se simplifican las
operaciones matemáticas al operar con números más pequeños. Pero una vez
obtenido el resultado en número de moles, es necesario realizar cálculos
adicionales para expresarlo en la masa o en el volumen correspondiente.
El autor de este libro recomienda el método de operar directamente
con las cantidades expresadas en masas o volúmenes, porque tiene la ventaja
de reducir el número de operaciones matemáticas.
RESOLUCIÓN DE CASOS. EJEMPLOS DE APLICACIÓN
CASO 1: LA CANTIDAD DE UN DETERMINADO PRODUCTO A OBTENER ES LA REFERENCIA PARA DETERMINAR LAS CANTIDADES ESTEQUIOMÉTRICAS DE
REACTIVO/S Y DEL RESTO DE PRODUCTOS.
Por ejemplo, se quiere obtener 200 litros de oxígeno en CNPT por
descomposición térmica de clorato de potasio.
Un método simple para obtener oxigeno en el laboratorio es por
descomposición térmica de clorato de potasio. Esta reacción química se
representa mediante la siguiente ecuación química:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
169
2 KClO3 + calor 2 KCl + 3 O2
Las distintas formas de energía que participan de una reacción
química no son especies químicas y no participan en los cálculos
estequiométricos, por lo que pueden obviarse en la ecuación química. En
general, es conveniente tener en cuenta el estado de agregación de cada
sustancia a temperatura ambiente, para decidir con que cantidades operar
(masas o volúmenes).
2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
Cantidades estequiométricas de reactivo y productos para esta reacción
química
a.- Expresadas en número de moles (válido para todas las sustancias en
cualquier estado de agregación):
2 moles de clorato de potasio sólido se descomponen por acción del calor para
producir 2 moles de cloruro de potasio sólido y desprender 3 moles de oxígeno
gaseoso (estados de agregación a temperatura ambiente)
b.- Expresadas en masa (válido para todas las sustancias en cualquier estado
de agregación):
Cada mol de sustancia corresponde a un peso molecular gramo de la misma.
Por lo tanto será necesario obtener el peso molecular gramo de cada sustancia
a partir de su fórmula química y de la sumatoria de los pesos atómicos gramo
de los elementos que la. El peso molecular gramo del clorato de potasio es: PA
K (39g) + PA Cl (35,5g) + 3PA O (16g) = 39 g+35.g+3(16g) = 122,5g . En la
ecuación química participan 2 moles de clorato de potasio, que equivale a 2PM
de esta sustancia, es decir 122,5 x 2 = 245g.
Procediendo igual modo, la masa estequiométrica de cloruro de potasio es:
149g.
Para oxígeno la masa estequiométrica es: 96g.
2 PM = 245 g 2PM = 149g 3PM = 96g
Moles:
Masas:
Volumen CNPT ----- ----- 3. 22,4 L = 67,2 L
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
170
c.- Expresadas en volumen (válido solamente para sustancias al estado
gaseoso):
En estos casos se usa el volumen molar. Para el ejemplo solo es posible
expresar en volumen la cantidad de oxigeno, porque es la única sustancia que
se encuentra en estado gaseoso. La cantidad estequiométrica, 3 moles de O2
en CNPT expresada en volumen es: 3 x 22,4L = 67,2 L
Nota: las cantidades estequiométricas de reactivos y productos de una
reacción química balanceada siempre corresponden a sustancia pura.
Pregunta 1.- ¿Qué masa de clorato de potasio será necesaria para
obtener 200 litros de oxígeno en CNPT por descomposición térmica de
clorato de potasio?.
Respuesta (resolución del problema)
Para reducir el número de cálculos matemáticos conviene operar directamente
con las cantidades estequiométricas de las sustancias, según el estado de
agregación en que se encuentran: masa de KClO3 y volumen de O2.
67,5L de O2 en CNPT 245 g de KClO3 (masa de 2 mol)
200L de O2 en CNPT X= =L
gL5,67245.200
729g de KClO3
Se necesitan 729 g de KClO3 para obtener 200 L de O2 en CNPT
Pregunta 2.- ¿Qué masa de cloruro de potasio se obtendrá si se quiere
producir 200 litros de oxígeno en CNPT por descomposición térmica de
clorato de potasio?.
Respuesta (resolución del problema)
Determinar la cantidad de un producto secundario puede ser o no de interés.
En este caso, se quiere conocer la cantidad de KCl que se obtendrá como
producto secundario al O2. Es conveniente expresar la cantidad de KCl en su
respectiva masa, por tratarse de una sustancia sólida a temperatura
ambiente. Para los cálculos es conveniente partir de la relación de cantidades
estequiométricas entre O2 y KCl.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
171
67,5L de O2 en CNPT 149 g de KCl (masa de 2 mol)
200L de O2 en CNPT X= =L
gL5,67149.200
441,48g de KCl
Se necesitan 441,48 g de KCl para obtener 200 L de O2 en CNPT
CASO 2: SE DISPONE DE UNA CANTIDAD LIMITADA DE UNO DE LOS REACTIVOS (AL QUE SE DENOMINA REACTIVO LIMITANTE), QUE CONDICIONA LAS
CANTIDADES ESTEQUIOMÉTRICAS DE LOS RESTANTES REACTIVOS Y LA CANTIDAD ESTEQUIOMÉTRICA DE PRODUCTO/S A OBTENER.
La cantidad de producto que se puede obtener en una reacción
química depende de las cantidades de reactivos empleadas y de la
estequiometría de la misma. Para reacciones químicas en las que participan
dos o más reactivos, cuando se hacen reaccionar las cantidades
estequiométricas de los mismos (correspondientes a las cantidades que surgen
de los coeficientes estequiométricos o múltiplos o submúltiplos de ellas) se
logra el máximo aprovechamiento, ya que no hay exceso ni deficiencia de
reactivos. Sin embargo puede ocurrir que uno de los reactivos se encuentre en
proporción estequiométrica menor, actuando como limitante de la reacción
química.
REACTIVO LIMITANTE
Es el reactivo que se consume primero durante una reacción química en
la que participan dos o más reactivos, limitando la cantidad de productos a
obtener y la cantidad que reacciona de cada uno de los restantes reactivos.
En la práctica el reactivo más costoso se usa como limitante para
controlar estequiométricamente la reacción química y asegurar el máximo
aprovechamiento del mismo. Si todos los reactivos son caros se usan las
cantidades estequiométricas de los mismos y no habrá reactivo limitante.
Pueden haber otras causas por las que resulte necesario realizar
reacciones químicas con un reactivo limitante, como por ejemplo la escasez
circunstancial de un reactivo en el mercado, aún cuando este no fuese de
elevado costo, etc.
En cualquier caso el objetivo es el máximo aprovechamiento de los
reactivos caros y/o escasos.
Todo reactivo limitante debe ir necesariamente acompañado de por lo
menos un reactivo en exceso.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
172
Supongamos por ejemplo, que se quiere hacer reaccionar nitrato de plata con
ácido clorhídrico para obtener cloruro de plata y ácido nítrico como productos;
y que por razones circunstanciales de mercado, durante 30 días habrá escasez
de nitrato de plata, que además es el reactivo más costoso. Para evitar su
desabastecimiento es necesario regular la producción de cloruro de plata y de
ácido nítrico, aprovechando al máximo el nitrato de plata disponible. Se
dispone de un stock de 500 kg de nitrato de plata y se decide distribuir la
producción en 5 fracciones iguales cada 6 días, para tratar de cubrir la
demanda durante los 30 días. Así, para cada lote de producción se dispone de
100 kg de nitrato de plata, que es el reactivo limitante.
Se debe plantear la ecuación química correspondiente. En este caso se
trata de una reacción de doble desplazamiento sal+ácido que transcurre en
medio acuoso, que a su vez es una reacción de precipitación de AgCl. En la
práctica se usan soluciones acuosas de los reactivos y se obtiene una solución
acuosa de ácido nítrico y un precipitado blanco de AgCl.
En principio es necesario operar con las cantidades estequiométricas
expresadas en masas para reactivos y productos.
La correspondiente ecuación química balanceada es:
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3 1PM=170 g 1PM=36,5 g 1PM=143,5 g 1PM=63 g
Pregunta 1.- ¿Qué masa de ácido clorhídrico será necesaria para que
reaccione completamente con 100 kg de nitrato de plata?.
Respuesta (resolución del problema)
170 g de AgNO3 (masa de 1 mol) 36,5 g de HCl (masa de 1 mol)
100 kg =100.000 g de AgNO3 X= =g
gg170
5,36.000.10021.470,58g de HCl
Se necesitan 21470,58 g = 21,47058 kg de HCl para reaccionar
completamente con 100 kg de AgNO3
Pregunta 2.- ¿Qué masa de cloruro de plata se obtendrá a partir de 100
kg de AgNO3 y cantidad suficiente de HCl?.
Masas:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
173
Respuesta (resolución del problema)
170 g de AgNO3 (masa de 1 mol) 143,5g de AgCl (masa de 1 mol)
100 kg =100.000 g de AgNO3 X= =g
gg170
5,143.000.10084.411,76g de AgCl
Se obtendrán 84411,76 g = 84,41176 kg de AgCl a partir de 100 kg de
AgNO3
Pregunta 3.- ¿Qué masa de ácido nítrico se obtendrá a partir de 100 kg
de AgNO3 y cantidad suficiente de HCl?.
Respuesta (resolución del problema)
170 g de AgNO3 (masa de 1 mol) 63 g de HNO3 (masa de 1 mol)
100 kg =100.000 g de AgNO3 X= =g
gg170
63.000.10037.058,82g de HNO3
Se obtendrán 37.058,82 g = 37,05882 kg de HNO3 a partir de 100 kg de
AgNO3
Estas cantidades corresponden a reactivos puros.
CASO 3.- CUANDO LA MATERIA PRIMA (O REACTIVOS) SON SUSTANCIAS NO
PURAS. (SOLUCIONES LÍQUIDAS CONCENTRADAS, SÓLIDOS IMPUROS, ETC.)
En la industria, la materia prima (reactivos) en la mayoría de los casos
no se provee como sustancias puras, sino como soluciones concentradas o
sólidos con un porcentaje de pureza variable (dependiendo del método
industrial de obtención), porque se reducen costos.
Para simplificar, se aplicará el caso 3 al ejemplo del caso 2:
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
El nitrato de plata se provee comercialmente como una sustancia
sólida en recipientes adecuados de hasta 500 kg y con grados de pureza
variables entre 70 y 98% en peso. Si se mantienen las condiciones
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
174
establecidas en el caso 2: el nitrato de plata es el reactivo limitante y deberá
usarse en fracciones de 100 kg por cada lote de producción. Supongamos que
para esta reacción química se dispone de nitrato de plata comercial con una
pureza de 90% en peso y que la masa del mismo, que contiene los 100 kg de
nitrato de plata puro, se vuelca lentamente sobre el volumen total de la
solución comercial de ácido clorhídrico, contenida en un tanque reactor con
agitador.
El ácido clorhídrico se comercializa como soluciones acuosas
concentradas, en recipientes adecuados de distintos volúmenes y con pureza
variable entre 30 y 37 % en peso. Supongamos que se dispone de un total de
1000 litros de ácido clorhídrico de concentración 35 % en peso y densidad
1,16 g/mL. La cantidad estequiométrica de este reactivo necesaria para que
reaccione completamente con los 100 kg de nitrato de plata, se mide en
volumen y se carga de una vez en el tanque reactor
Pregunta 1.- ¿Qué masa nitrato de plata comercial con una pureza del
90% en peso contiene 100 kg de reactivo puro?
Respuesta (resolución del problema)
La pureza porcentual en peso o concentración porcentual en peso expresa la
masa de sustancia pura contenida en 100 gramos del producto comercial. Por
ejemplo, una concentración del 90% en peso significa que en 100 g del
producto comercial hay 90 g de reactivo puro.
90 g de AgNO3 puro 100 g de nitrato de plata comercial
100 kg =100.000 g de AgNO3 puro X= =g
gg90
100.000.100111.111, 11g de
En 111,11111 kg de producto comercial están contenidos los 100 kg de
nitrato de plata puro, necesario para un lote de producción
Pregunta 2.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico de concentración 36%
en peso y densidad 1,16 g/mL será necesario para que reaccione
completamente con 100 kg de nitrato de plata?.
Respuesta (resolución del problema)
comercial
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
175
comercial
a) En primer término se calcula la masa de HCl puro (este cálculo fue
realizado en el caso 2):
170 g de AgNO3 (masa de 1 mol) 36,5 g de HCl (masa de 1 mol)
100 kg =100.000 g de AgNO3 X= =g
gg170
5,36.000.10021.470,58g de HCl
Se necesitan 21470,58 g = 21,47058 kg de HCl (puro) para reaccionar
completamente con 100 kg de AgNO3 (puro)
b) Calcular en que volumen de solución de ácido clorhídrico comercial
de concentración 35% en peso y densidad 1,16 g/mL está contenida la
masa de HCl puro determinada en a)
Para ello se debe establecer una relación válida entre masa de ácido clorhídrico
puro y volumen de solución concentrada, a partir de la cual se puede calcular el
volumen de esta solución que contiene la cantidad de reactivo puro
determinada en a). Esta relación se obtiene a partir de los valores de
concentración y densidad, que vienen especificados en la etiqueta de la
solución comercial. La concentración de la solución indica la cantidad de
reactivo puro contenido en la solución (soluto+disolvente). La densidad indica
cuál es la masa de 1 centímetro cúbico (o de 1 mililitro) de solución. Una
solución de densidad de 1,16 g/mL, significa que 1 mL de esta solución tiene
una masa de 1,16 g. Matemáticamente la densidad: δ = m/V y permite
establecer una relación entre estas variables.
Se usa primero el dato de concentración. Para el problema planteado,
la concentración de la solución es de 35% en peso. Esto significa que hay 35 g
de HCl puro por cada 100 g de solución comercial. Este dato permite calcular
la masa de HCl puro contenida en 100 g de la solución comercial:
35 g de HCl puro 100 g de solución comercial
21.470,58 g de HCl puro X= =g
gg35
100.58,2147061.344,51g de solución
61.344,51 g = 61,34451 kg de solución de HCl comercial contiene
21470,58 g = 21,47058 kg de HCl (puro)
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
176
Esta es la masa de solución que contiene la cantidad estequiométrica de HCl
puro, necesaria para reaccionar completamente con los 100 kg de AgNO3 puro.
Pero lógicamente es más fácil medir un volumen de un reactivo en fase líquida
que medir su masa. Para determinar el volumen de 61.344,51g de solución de
ácido clorhídrico comercial se usa el dato de densidad: 1,16 g/mL
1,16 g de solución comercial 1 mL de solución comercial
61.344,51 g de solución comercial X= =g
mLg16,1
1.51,344.6152.883, 20 mL de
Se necesitan 52.883,2 mL = 52,88321 L de solución comercial para
reaccionar completamente con 100 kg de AgNO3 (puro)
Resumiendo: para un lote de producción usando 100 kg de nitrato de plata
puro como reactivo limitante, se necesitan 52,8832 litros de solución comercial
de ácido clorhídrico (C=35% en peso y δ=1,16 g/mL) que se vuelca de una vez en
el tanque reactor. Sobre esta solución se descarga lentamente, mediante una
tolva, 111,11111 kg de nitrato de plata comercial (90% en peso). El sistema
reactor se agita permanentemente hasta finalizar la reacción. Operando en
estas condiciones se obtendrán 84,41176 kg de AgCl puro como precipitado
blanco y una solución acuosa de ácido nítrico conteniendo 37,05882 kg de HNO3
puro.
RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA. RENDIMIENTO TEÓRICO Y
RENDIMIENTO REAL O PRÁCTICO
Conceptualmente el rendimiento de una reacción química es la
cantidad de producto que realmente se obtiene respecto del máximo posible. El
máximo rendimiento posible es teórico, se denomina rendimiento teórico y
está definido como la cantidad de productos que se obtendría por reacción
completa del reactivo limitante (es decir suponiendo una reacción irreversible).
El rendimiento real o práctico es la cantidad de producto que realmente se
obtiene y casi siempre es menor que la correspondiente al rendimiento teórico.
Existen diversos motivos que justifican porque el rendimiento real o
práctico es menor que el rendimiento teórico. Por ejemplo si la reacción es
reversible, no habrá consumo total del reactivo limitante. En otros casos
solución comercial
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
177
puede ocurrir que se pierde parte del producto de interés porque es inestable y
se descompone o reacciona para dar otros productos (reacciones secundarias
no deseadas). A veces es imposible recuperar completamente el producto de
interés desde el medio de reacción; por ejemplo cuando una reacción
transcurre en medio acuoso y el producto obtenido es parcialmente soluble en
agua. La temperatura y la presión también son factores a tener en cuenta
porque pueden afectar el rendimiento de una reacción química.
El rendimiento de una reacción química es un parámetro que se usa
para evaluar el aprovechamiento de la misma en la práctica y lógicamente
siempre se busca que sea el máximo posible.
Generalmente el rendimiento de una reacción química se expresa en
porcentaje, calculado a partir de los datos de rendimiento teórico y de
rendimiento real o práctico (ambos expresados en moles o en masas),
mediante la siguiente ecuación matemática:
Procedimiento general para determinar el rendimiento porcentual de una
reacción química, aplicado al ejemplo del caso 2:
1.- Escribir la ecuación química y balancearla para disponer de la información
necesaria en cuanto a las cantidades estequiométricas de reactivos y
productos que participan de la reacción química.
AgNO3(s) + HCl(ac) AgCl(s) + HNO3(ac) 1PM=170 g 1PM=36,5 g 1PM=143,5 g 1PM=63 g
2.- Determinar cual es el reactivo limitante. A partir de una cantidad definida
del mismo, calcular la cantidad estequiométrica de producto de interés que
se obtendría en una reacción química irreversible (consumo total del reactivo
limitante): rendimiento teórico.
Rendimiento % = Rendimiento teórico (mol o masa)Rendimiento real (mol o masa) x 100%
Masas:
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
178
Para el ejemplo seleccionado el reactivo limitante es el nitrato de plata y la
cantidad definida fue de 100 kg. A partir de la relación estequiométrica de
masas entre este reactivo y el cloruro de plata que es el reactivo de interés,
se calcula el rendimiento teórico: 84,412 kg de AgNO3 (ver página 137).
3.- Finalizada la reacción se separa y se determina la cantidad real de producto
de interés obtenido (en moles o en masa), siendo este el rendimiento real
o práctico.
Para el ejemplo, supongamos que se dejó decantar el precipitado de AgCl,
luego se separó de la solución acuosa de nitrato de plata y se lo dejó secar
en estufa a 100°C. Finalmente mediante balanza se determinó una masa
de 82,235 kg, siendo este el rendimiento real o práctico.
4.- Por último se determina el rendimiento % usando la expresión matemática
correspondiente.
Par el ejemplo:
Rendimiento % = 100412,84235,82 x
kgkg
%= 97,42%
Este rendimiento porcentual debe ser considerado muy bueno y sería muy
difícil de mejorar, ya que probablemente la pérdida de producto de interés en
este caso, se debe a la baja solubilidad del AgCl en agua.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
179
GUÍA DE ESTUDIO Y ACTIVIDADES
CAPÍTULO 16 ESTEQUIOMETRÍA. ESTUDIO DE LAS CANTIDADES DE
REACTIVOS Y DE PRODUCTOS EN UNA REACCIÓN QUÍMICA
Guía de estudio 1.- Uso de las reacciones químicas para controlar y reproducir un proceso
químico. Distintos casos. 2.- Definir estequiometría. 3.- ¿Qué son los cálculos estequiométricos?. 4.- Explicar el uso de coeficientes estequiométricos y de cantidades
estequiométricas mascroscópicas. 5.- ¿En qué casos es conveniente usar cantidades expresadas en masas y en
qué casos es conveniente usar cantidades expresadas en volumen?. Dar ejemplos.
6.- Definir volumen molar. Dar ejemplos. 7.- Definir reactivo limitante 8.- Definir rendimiento de una reacción química. 9.- Definir rendimiento teórico de una reacción química. 10.-Definir rendimiento práctico de una reacción química. 11.-Expresión matemática que permite determinar el rendimiento porcentual
de una reacción química. 12-Distintos casos de aplicación de cálculos estequiométricos.
Actividades
1.- ¿Cuántos moles, cuántos gramos y qué volumen de oxígeno y de hidrógeno en CNPT son necesarios para obtener en condiciones adecuadas 2,5 moles de agua?. Respuestas:1,25 mol de oxígeno, 2,5 mol de hidrógeno, 40 g de oxígeno, 5 g de hidrógeno, 28 L de oxígeno y 56 L de hidrógeno. 2.- El hierro se oxida por el oxígeno del aire para producir óxido férrrico. a) ¿Qué volumen de oxígeno en CNPT se requieren para oxidar completamente 100 gramos de hierro en polvo?. b) ¿Qué masa de óxido férrico se obtiene?. Respuestas: a) 30 L de oxígeno y b) 142,86 g de óxido férrico. 3.- Por descomposición térmica de clorato de potasio se obtiene oxigeno y cloruro de potasio. Calcular el volumen de oxígeno en CNPT y la masa de cloruro de potasio que se podrán obtener a partir de 700 gramos de clorato de potasio con una pureza del 90 % en peso. Respuestas: a) 72,8 L de oxígeno y b) 383,14 g de cloruro de potasio.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
180
4.- En el laboratorio se puede obtener hidróxido de sodio haciendo reaccionar carbonato de sodio con hidróxido de calcio. a) ¿Qué masa de hidróxido de sodio se obtendrá por reacción de 100 kilogramos de carbonato de sodio?. b) ¿Cuál es la masa estequiométrica de hidróxido de calcio necesaria?. Respuestas: a) 35,471 kg de hidróxido de sodio y b) 69,811 kg de hidróxido de calcio. 5.- Calcular la masa pirita (mineral que tiene una pureza del 95% en peso de sulfuro ferroso) necesaria para obtener 200 litros de sulfuro de hidrógeno en CNPT, por reacción con exceso de solución de ácido clorhídrico. Respuestas: 827,06 g de pirita con una pureza del 95% en sulfuro ferroso. 6.- a) ¿Qué volumen de solución de ácido clorhídrico de concentración 37% en peso y densidad 1,17 g/mL será necesaria para reaccionar completamente con 500 g de carbonato de bario puro?. b) ¿Qué volumen de anhídrido carbónico en CNPT se podrá obtener?. Respuestas: a) 415,64 mL de ácido clorhídrico y b) 56,76 L de anhídrido carbónico. 7.- Se hacen reaccionar 2 moles de nitrógeno con cantidad suficiente de hidrógeno. Calcular el volumen de amoníaco que podrá obtenerse en CNPT. Expresar también este resultado en número de moles y en gramos. Respuestas: 89,6 L - 4 moles – 68 g de amoníaco. 8.- El óxido de calcio es un sólido blanco, de nombre comercial “cal viva” que se usa en la preparación de mezclas cementicias para el reboque de paredes. Este producto es obtenido en grandes hornos, por calentamiento a elevadas temperaturas de piedra caliza (mineral con más del 90% de pureza en CaCO3), junto con dióxido de carbono. a) ¿Qué masa de óxido de calcio puro se podrá obtener a partir de una tonelada de piedra caliza con el 92% de pureza?. b) ¿Qué volumen de anhídrido carbónico en CNPT se liberaría a la atmósfera si no fuese retenido?. Respuestas: a) 515,2 kg de óxido de calcio y b) 206080 L de anhídrido carbónico.
9.- ¿Qué cantidad de dióxido de azufre se pueden producir cuando se queman completamente 100 g de azufre en polvo?. Expresar el resultado en moles, gramos y litros en CNPT. Respuestas: 3,125 mol – 200 g – 70 L de dióxido de azufre. 10.-¿Qué masa de hidróxido férrico, se podrán obtener tratando 50 g de sulfato férrico, con hidróxido de sodio suficiente?. Respuestas: 26,75 g de hidróxido férrico.
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
GLOSARIO
Afinidad electrónica (AE):
Definición 1: es la energía necesaria (aplicada al sistema) para quitar un
electrón a cada ion de un mol de iones al estado gaseoso, y formar un mol de
átomos de un determinado elemento.
Definición 2: es la energía liberada cuando cada uno de los átomos de un mol de
átomos de un determinado elemento al estado gaseoso, toma un electrón para
transformarse en un mol de iones negativos.
Anión: especie química con carga eléctrica negativa.
Atomicidad: número total de átomos que constituyen la fórmula química
molecular de una sustancia.
Átomo: menor porción de materia eléctricamente neutra, que reacciona
químicamente y es unidad constitutiva de los elementos químicos y de las
sustancias elementales. Ejemplos: átomos de gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe),
átomos de elementos metálicos (Ag. Au, Cu, Pt, etc.), átomos de elementos no
metálicos (S, P, Cl, O, H, etc.).
Autooxidoreducción: proceso por el cual la transferencia de electrones ocurre
entre átomos de una misma especie química.
Balance material de una reacción química: proceso que permite cumplir con
la ley de la conservación de la masa y de los elementos. Se logra cuando la
cantidad de cada clase de átomos que participan en una reacción química es la
misma en reactivos y en productos.
Cálculos estequiométricos: cálculos matemáticos que permiten determinar las
cantidades estequiométricas de reactivos y productos que participan en una
reacción química, respetando las leyes estequiométricas.
Catión: especie química con carga eléctrica positiva.
181
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Coeficientes estequiométricos: números enteros que indican el número de
moléculas o bien el número de moles de cada una de las sustancias que
participan en la reacción química.
Componente: cada una de las sustancias puras que forman un sistema
material.
Compresible: que el volumen disminuye por aumento de presión.
Compuesto binario: sustancia formada por dos clases de elementos. Ejemplos:
NaCl, H2O, CO2, SeH2, etc.
Compuesto covalente: compuesto formado por átomos que están unidos por
enlaces covalentes y se representa mediante la fórmula química molecular.
Ejemplos: SO2, H2O, HCl(g), N2O5, etc.
Compuesto cuaternario: compuesto formado por cuatro clases de elementos.
Ejemplos: NH4SO4, NaKSO4, etc..
Compuesto inorgánico: compuesto que no tiene elemento carbono en su
fórmula química. Con algunas excepciones: monóxido de carbono (CO), dióxido
de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2), cianuros (CN-), carbonatos (CO32-),
bicarbonatos (CO3H-), etc. que son considerados compuestos inorgánicos.
Compuesto iónico: compuesto con uno o más enlaces iónicos que se representa
Por la fórmula mínima o empírica. Ejemplos: NaCl, KI, CuSO4, etc.
Compuesto orgánico: compuesto que tiene elemento carbono en su fórmula
química. Excepto monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro
de carbono (CS2), cianuros (CN-), carbonatos (CO32-), bicarbonatos (CO3H-), etc.
que son considerados compuestos inorgánicos. Ejemplos: H4C, C6H6, CH2OH, etc.
Compuesto ternario: compuesto formado por tres clases de elementos.
Ejemplos: KNO3, Na2SO3, HClO4, NaOH, etc.
182
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Concentración de una solución: cantidad de soluto contenido en una solución
respecto de una determinada cantidad de solución.
Condiciones normales de presión y de temperatura (CNPT): la condición
normal de presión es de 1 atmósfera o 760 mm de Hg y la condición normal de
temperatura es de 273 K ó 0°C. Estas condiciones deben ser tenidas en cuenta
para sistemas materiales que tienen una o más sustancias al estado gaseoso.
Configuración electrónica: distribución de electrones en orbitales de la nube
electrónica de un átomo o de una molécula, respetando niveles de energías y
leyes físicas eléctricas y magnéticas.
Configuración electrónica externa: parte de la configuración electrónica de
un átomo correspondiente a los electrones involucrados en las uniones químicas
y responsable de las propiedades químicas de los elementos.
Densidad: conceptualmente es la masa de una sustancia (m) dividida por su
correspondiente volumen (V): δ =m/V. Por definición es la masa de una
sustancia por unidad de volumen (masa de 1 cm3 de sustancia).
Disolvente: componente de una solución que se encuentra en mayor proporción.
El agua es considerada disolvente universal aún cuando se encuentre en menor
proporción.
Dispersión: acción de difusión de una sustancia en el seno de otra u otras.
Dispersión coloidal: sistema heterogéneo en el que la fase dispersa (coloide)
permanece indefinidamente como tal. En este sentido se aproxima a las
propiedades de una solución, pero la dispersión no es homogénea. Por esta
razón las propiedades intensivas varían de un punto a otro del sistema. Las
partículas de la fase dispersa sólo son observables al ultramicroscopio.
Dispersión fina: sistema heterogéneo en el que las fases pueden ser
integradas y que requiere de cierto tiempo para que las mismas se separen. Las
partículas de la fase dispersa son visibles al microscopio. Ejemplo: niebla.
183
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Dispersión gruesa: sistema heterogéneo en el que las fases pueden ser
integradas mientras se ejercen acciones en este sentido; pero que se separan
inmediatamente cuando el sistema se deja en reposo, siendo visibles a simple
vista. Ejemplo: talco y agua.
Ebullición: fenómeno por el cual un líquido puro pasa a fase vapor desde toda
la masa del mismo, a temperatura constante.
Ecuación química: Es la representación de una reacción química, en la que se
indica la clase y cantidad de cada una de las sustancias que participan en ella
(mediante fórmulas químicas y coeficientes estequiométricos) y el sentido de la
reacción (mediante una o dos flechas que separan los reactivos de los
productos).
Electrón: partícula constitutiva del átomo que tiene masa aproximadamente
1840 veces menor que la masa del protón (su aporte a la masa del átomo es
prácticamente despreciable) y una unidad de carga eléctrica negativa. Se
simboliza: -1e0.
Electrones de valencia: electrones externos de un átomo que participan de las
uniones con otro/s átomos y por lo tanto responsables de las propiedades
químicas del mismo.
Electronegatividad (E): es una medida de la capacidad de un átomo para
atraer los electrones involucrados en sus enlaces químicos con otros átomos
cuando forma una molécula. Es una propiedad relativa, ya que solo puede
medirse con respecto a otro elemento.
Elemento químico: material formado por especies químicas que tienen el
mismo número atómico (átomo o ion). Ejemplo: se denomina elemento hidrógeno
(H), al material formado por 3 átomos o isótopos: protio, deuterio y tritio y por el
ion H1+ (protón).
Emulsión: dispersión fina en la cual la fase dispersante es un líquido y la fase
dispersa también es un líquido. Ejemplo: agua y aceite batido.
184
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Energía: capacidad de producir trabajo
Energía mecánica: es la suma de la energía potencial y de la energía cinética
Energía cinética: energía de movimiento de un sistema material. Energía potencial: energía de interacción entre dos o más objetos materiales
que se manifiesta por las fuerzas de atracción o de repulsión entre ellos. Estas
interacciones pueden ser de distintos tipos: gravitatoria, eléctrica, magnética etc.
Energía reticular: energía requerida para liberar los iones de un mol de un
compuesto iónico sólido llevándolo al estado gaseoso
Estado gaseoso: estado de agregación de la materia que se caracteriza porque
las fuerzas de repulsión entre las partículas son mucho mayores que las fuerzas
de cohesión. No presentan forma ni volumen propios, adquieren la forma y el
volumen del recipiente que los contiene. Las partículas tienen máxima libertad
de movimientos: vibración, rotación y translación. Poseen gran capacidad para
fluir y son muy compresibles. En el estado gaseoso se incluyen los gases y los
vapores.
Estado líquido: estado de agregación de la materia que se caracteriza por
tener volumen propio, pero adquiere la forma del recipiente que lo contiene. Las
partículas presentan los tres movimientos: vibración, rotación y translación,
atenuados. Existe un equilibrio entre las fuerzas de cohesión y las fuerzas de
repulsión, con cierto predominio de las fuerzas de cohesión. Pueden fluir. Son
muy poco compresibles, cuando se los somete a elevadas presiones externas
pueden reducir hasta un 3% de su volumen inicial.
Estado sólido: estado de agregación de la materia que se caracteriza por tener
forma y volumen propios. Las partículas ocupan posiciones fijas y solamente
pueden vibrar. Las fuerzas de cohesión entre las partículas son mucho mayores
que las fuerzas de repulsión, haciendo que se mantengan muy próximas entre
sí. Los sólidos son incompresibles.
185
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Estequiometría: es el estudio de las cantidades de reactivos y de productos
que participan en una reacción química.
Evaporación: proceso por el cual las moléculas de la superficie libre de un
líquido pasan a la fase vapor o gas, a cualquier temperatura y a una
determinada presión.
Fase: cada una de las partes homogéneas de un sistema heterogéneo que está
en contacto con otra parte del sistema a través de límites bien definidos.
Fase dispersa: fase cuyas partículas difunden en el seno de la fase
dispersante.
Fase dispersante: fase en la cual difunden las partículas de la fase dispersa
Fenómeno: cualquier cambio o transformación que sufre la materia.
Fenómeno físico: es cualquier cambio natural o provocado que sufre un
sistema material, asociado a una propiedad física de la materia (que no produce
variación en la composición del sistema material).
Fenómeno químico: es cualquier cambio natural o provocado que sufre un
sistema material, asociado a una propiedad química de la materia en el que si
ocurre un cambio de la composición (al menos una sustancia del sistema
material se debe transformar total o parcialmente en otra clase de sustancia).
Física: ciencia natural que estudia la composición y la estructura fundamental
de la materia, las energías interactuantes y sus efectos.
Física clásica: física que estudia el comportamiento de sistemas materiales
macroscópicos, que se caracterizan por cambios energéticos continuos.
Física mecanocuántica: física que estudia el comportamiento de sistemas
materiales microscópicos (moléculas, átomos, iones, etc.), que se caracterizan
por cambios energéticos cuantizados (la energía no varía en forma continua,
sino por saltos a niveles permitidos).
186
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Fluir: propiedad que presentan las partículas de líquidos y gases de
desplazarse con cierto grado de libertad en el espacio libre disponible. Los
líquidos fluyen por desplazamiento de capas moleculares. Las moléculas de los
gases fluyen desordenadamente.
Fórmula mínima o empírica: fórmula química que se usa para representar los
compuestos iónicos, que corresponde a la menor relación iónica de la “celda
unidad” que permite la electroneutralidad (por convención no se indican las
cargas de los iones que la constituyen). Ejemplos: NaCl, KBr, CuSO4, etc.
Fórmula molecular: fórmula química que se usa para representar la
composición de sustancias moleculares (todos los átomos están unidos mediante
enlaces covalentes) y que expresa al número real de átomos que forman la
molécula. Ejemplos: SO2, H2O, HCl)g), N2O5, etc.
Fórmula química: fórmula que se usa para expresar la clase y número de
elementos que constituyen una sustancia química. Existen dos tipos de fórmulas
químicas: las fórmulas moleculares y las fórmulas empíricas o mínimas.
Fusión: cambio de estado de agregación sólido a estado líquido.
Gas: sustancia que se encuentra al estado gaseoso por encima de su
temperatura crítica. Ejemplo: nitrógeno (N2).
Grupo: conjunto de elementos químicos pertenecientes a una columna de la
tabla periódica que presentan propiedades químicas semejantes, porque tienen
el mismo número de electrones externos.
Hidrácido: hidruro no metálico disuelto en agua. Ejemplo: HCl(ac), H2S(ac), etc.
Hidróxido o base: compuesto ternario constituido por elemento metálico,
oxígeno e hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno se encuentran unidos formando
una especie iónica con una carga eléctrica negativa, llamada ion oxhidrilo o
hidroxilo: (OH)-1. Ejemplos: KOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, etc.
187
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Hidruro metálico: compuesto inorgánico binario constituido por hidrógeno y
elemento metálico y que se encuentra al estado gaseoso. Ejemplos: NaH, PbH2,
AsH3, etc.
Hidruro no metálico: compuesto inorgánico binario constituido por hidrógeno y
elemento no metálico y que se encuentra al estado gaseoso. Ejemplos: HCl(g),
H2S(g), etc.
Humo: dispersión fina en la que la fase dispersante es un gas y la fase
dispersa es un sólido. Ejemplo: humos de combustión de materia orgánica.
Incompresible: que no cambia el volumen por variación de la presión.
Inercia: propiedad de la materia de permanecer en el estado en que se
encuentra mientras no actúe una fuerza externa que cambie esa condición.
Interfase: límite bien definido que separa dos fases de un sistema material
heterogéneo.
Ion: especie cargada eléctricamente que proviene de un átomo, o de un conjunto
de átomos, o de una molécula, que ha ganado o perdido electrones. Ejemplos:
Na1+, H1+, Ca2+, Al3+, Cl1-, NO31-, SO42-, etc.
Ion monoatómico: ion formado por un solo átomo. Ejemplos: Na1+, H1+, Ca2+,
Al3+, Cl1-, etc.
Ion poliatómico: ion formado por dos o más átomos diferentes. Ejemplos: NO31-
SO42-, etc.
Isótopos: átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico Z (el
mismo número de protones) y diferentes números másicos (distintas masas
atómicas). Ejemplo: los isótopos del elemento hidrógeno (H), son: protio 1H1 (que
tiene un protón y una unidad de masa atómica), deuterio 1H2 (que tiene un
protón y dos unidades de masa atómica) y el tritio 1H3 (que tiene un protón y
tres unidades de masa atómica).
188
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
IUPAC (International Unión of Pure and Applied Chemical – Unión Internacional
de Química Pura y Aplicada): Institución internacional creada con la finalidad de
dirimir y acordar cuestiones relacionadas con la química y proponer reglas, que
una vez aceptadas adquieren validez universal.
Ley de conservación de la masa (Lavoisier): “la masa total de un sistema
material cerrado permanece constante, cualquiera sea la transformación a que
sea sometido el mismo”.
Ley de la conservación de la materia y la energía (Lavoisier-Mayer): “la
cantidad total de materia y energía del universo no aumenta ni disminuye; no
obstante pueden transformarse entre sí”.
Ley de las proporciones definidas (Proust): “La relación de masas de dos
elementos químicos que forman un determinado compuesto es siempre
constante”.
Ley de las proporciones múltiples (Dalton): “cuando dos elementos
determinados se unen químicamente para formar distintos compuestos binarios,
mientras la masa de uno de ellos se mantiene constante, la masa del otro varía
en una relación numérica sencilla”.
Ley de las proporciones recíprocas (Richter): “las masas de dos elementos
diferentes que reaccionan completamente con una masa fija de un tercer
elemento, son las mismas con que reaccionarán completamente entre sí, siendo
esta relación de masas constante”.
Ley periódica: “las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos
dependen de la estructura del átomo y varían sistemáticamente con el número
atómico (Z) de los elementos”.
Licuación: cambio de estado de agregación gaseoso a estado líquido.
Masa: cantidad de materia contenida en un determinado objeto material (que
se puede expresar en función del número de partículas que constituyen dicho
objeto material y que en la práctica se determina mediante una balanza).
189
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Masa molar molecular o peso molecular gramo: es la masa o peso
molecular relativo de la molécula, al que se le asigna la unidad gramos. Se
expresa en unidades g/mol.
Masa molar atómica o peso atómico gramo o átomo-gramo del elemento:
es el peso atómico relativo del elemento (dato de la tabla periódica) al que se le
asigna la unidad gramo (g). Se expresa en unidades g/mol.
Masa o peso atómico real: masa real de cada átomo expresada en gramos
(del orden de 10-23 gramos). Se expresa en unidades de masa (gramo:g).
Masa o peso atómico relativo: expresa cuántas veces es mayor la masa real
de un átomo respecto de una unidad tomada como referencia: la UMA.
Masa o peso atómico relativo del elemento: promedio de las masas
atómicas relativas de los isótopos naturales de un elemento considerando su
abundancia relativa. Adimensional. Dato registrado en la tabla periódica.
Masa o peso molecular real: masa real de una molécula expresada en
gramos. Del orden de 10-23 gramos en adelante.
Masa o peso molecular relativo: número adimensional que expresa cuántas
veces es mayor la masa de una molécula respecto de la UMA.
Materia: todo lo que posee masa, inercia y ocupa un lugar en el espacio.
Mol: es la cantidad de materia o la masa expresada en gramos, que contiene el
Número de Avogrado (6,023x1023) de partículas.
Mol de átomos o peso atómico gramo: es la masa expresada en gramos, de
6,022 x 1023 átomos de un elemento. Esta masa corresponde al peso atómico
gramo de dicho elemento.
Mol de moléculas peso molecular gramo: es la masa expresada en gramos,
de 6,022 x 1023 moléculas de una sustancia. Esta masa corresponde al peso
190
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
molecular gramo de dicha sustancia.
Molécula: porción más pequeña de una sustancia eléctricamente neutra.
Neutrón: partícula subatómica que tiene una UMA y es eléctricamente neutra.
Se simboliza: 0n1.
Niebla: dispersión fina en la que la fase dispersante es un gas y la fase
dispersa es un líquido. Ejemplos: nubes (pequeñas partículas de agua dispersas
en el aire), nebulizadores, etc.
Nube electrónica: espacio entre el núcleo y la superficie externa de un átomo
en el que se distribuyen los electrones respetando un orden de energía.
Núcleo atómico: parte de un átomo de forma esférica y ubicada en el centro del
mismo, que tiene un diámetro aproximadamente 10.000 veces más pequeño que
el diámetro del átomo y donde se encuentran los protones, los neutrones y otras
partículas subatómicas. Contiene prácticamente toda la masa del átomo.
Número atómico (Z): número entero que indica la cantidad de protones
contenidos en el núcleo de un átomo. Este número es único para cada elemento
y se usa para identificarlo.
Número de Avogadro: se refiere a 6,023x1023 partículas (átomos, moléculas,
iones, partículas subatómicas). El número de Avogadro de cualquier partícula
corresponde a 1 mol de la misma.
Número de neutrones (N): cantidad de neutrones que tiene un átomo en su
núcleo.
Número másico (A): número de UMA que tiene un isótopo y que corresponde a
la suma del número de protones y del número de neutrones del mismo.
Número de oxidación: es un número arábigo generalmente entero, al que se le
antepone un signo (+) o un signo (-). El número arábigo indica el número de
electrones que aporta un determinado átomo en sus uniones con otro u otros
191
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
átomos, en las moléculas. El signo positivo (+) se antepone al número arábigo
cuando el átomo considerado tiende a ceder los electrones del enlace. El signo
negativo (-) se antepone al número arábigo cuando el átomo considerado tiende
a atraer los electrones del enlace
Orbital atómico: región del espacio que rodea al núcleo donde es probable
encontrar el electrón.
Orbitales atómicos degenerados: orbitales atómicos que tienen la misma
energía.
Oxácido: compuesto inorgánico ternario constituido por hidrógeno, elemento no
metálico y oxígeno. Ejemplos: HNO3, H2SO4, H2CO3, etc.
Oxiácido: ver oxácido.
Oxidación: proceso por el cual una especie química (molécula o ion) cede uno o
más electrones a otra especie química; hecho que se manifiesta por un aumento
en el número de oxidación de un determinado átomo de la misma.
Oxidante: especie química que ejerce la acción de oxidar a otra especie química
quitándole electrones, lo que provoca su propia reducción (la especie oxidante
siempre se reduce).
Óxido: compuesto inorgánico binario constituido por oxígeno y otro elemento
(metálico o no metálico). Ejemplos: K2O, CaO, CO2, N2O3, etc.
Óxido ácido: compuesto inorgánico binario constituido por oxígeno y elemento
no metálico. Ejemplos: CO2 , N2O5 , SO2, I2O, etc.
Óxido básico: compuesto inorgánico binario constituido por oxígeno y elemento
metálico. Ejemplos: CaO, Na2O, FeO, Fe203, etc.
Oxosal ácida: compuesto inorgánico ternario formado por elemento metálico,
hidrógeno (ácido o protónico), elemento no metálico y oxígeno. Ejemplos:
NaHSO4, KHCO3, Ca(HSO3)2, etc.
192
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Oxosal de amonio: compuesto inorgánico cuaternario que se caracteriza
porque contiene hidrógeno y nitrógeno (como ion NH41+), oxígeno y elemento no
metálico. Ejemplos: (NH4)2SO4, (NH4)2CO3, etc.
Oxosal neutra: compuesto inorgánico constituido por elemento metálico,
oxígeno y elemento que actúa con carácter no metálico (elementos no metálicos y
algunos elementos metálicos cuando actúan con sus mayores números de
oxidación: Cr(+6), Mn(+6) y Mn(+7), etc.). Ejemplos: CaCO3, NaNO3, Na2SO3,
K2MnO4, KMnO4, Na2CrO4, etc.
Partícula: porción muy pequeña de materia. Ejemplos: átomo, ion, molécula,
partículas subatómicas, etc.
Partícula elemental: partícula que no puede dividirse en porciones más
pequeñas. Ejemplos: electrón, protón, neutrón, partícula alfa, partícula beta, etc.
Periodo: cada una de las siete filas horizontales de elementos químicos que
constituyen la tabla periódica. Los elementos químicos pertenecientes a un
periodo están ordenados de izquierda a derecha con número atómico creciente
en una unidad; tienen diferentes configuraciones electrónicas de valencia y por
lo tanto varían en sus propiedades químicas.
Peróxido o superóxido: compuesto inorgánico binario formado por elemento
oxígeno (que siempre actúa con número de oxidación -1) y por elemento no
metálico. La denominación de peróxido o superóxido se debe a que estas
sustancias presentan mayor cantidad de oxígeno que los óxidos
correspondientes. Ejemplos: Na2O2 , K2O2 , H2O2 , etc.
Peso: fuerza con que un objeto es atraído por la gravedad de un planeta.
Plasma: cuarto estado de agregación constituido por un conjunto de iones
positivos y negativos en cantidades aproximadamente iguales, en fase gaseosa.
Polvo: fase sólida finamente dividida.
193
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Potencial de oxidación (I): diferencia de potencial eléctrico (expresada en
voltios) necesaria para oxidar un elemento. Cuanto más fácilmente se oxida un
elemento, menor será su potencial de oxidación.
Principio de exclusión de Pauli: establece que cada orbital atómico solo
puede ser ocupado por dos electrones, a condición de que giren sobre su propio
eje en sentidos contrarios (que tengan distintos “spines”).
Propiedad de la materia: cualquier descripción que caracteriza un sistema
material.
Propiedad extensiva: propiedad que varia con la cantidad de materia
considerada. Ejemplos: peso, volumen, presión, etc. Las propiedades extensivas
son propiedades generales de la materia que no sirven para caracterizar un
sistema material en particular.
Propiedad física: propiedad que se pone de manifiesto como respuesta a
estímulos, que no provocan cambios en la composición de un sistema material.
Ejemplos: la masa, el peso, la densidad, el volumen, los cambios de estados de
agregación, la temperatura de fusión, la temperatura de ebullición, el color, el
sabor, el olor, la textura, la resistencia a distintos esfuerzos mecánicos, etc.
Propiedad intensiva: propiedad que no depende de la cantidad de materia y
permite caracterizar un sistema material. Ejemplos: punto de fusión, punto de
ebullición, densidad, etc.
Propiedad química: propiedad que se pone de manifiesto como respuesta a
estímulos, que si producen cambios en la composición de un sistema material.
Todo cambio en la composición de un sistema material implica una reacción
química (transformación parcial o total de la composición de un sistema
material, dando origen a una o más sustancias diferentes a las iniciales).
Protón: partícula subatómica que tiene una unidad de masa atómica (UMA) y
una unidad de carga eléctrica positiva. Se simboliza: +1p1.
Punto de ebullición: temperatura constante a la cual un líquido pasa desde la
fase líquida a la fase vapor desde toda la masa del líquido.
194
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Punto de fusión: temperatura constante a la cual un sólido pasa desde la fase
sólida a la fase líquida.
Pureza: cantidad de un determinado componente en una mezcla, generalmente
expresada en porcentaje.
Química: ciencia que estudia la composición y la estructura de la materia; así
como las interacciones entre las sustancias y las transformaciones provocadas
sobre ellas cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus
formas.
Radiación nuclear: fenómeno de emisión de radiación que proviene del núcleo
de un “isótopo radiactivo” y que se transforma en un isótopo de otro elemento.
Este fenómeno no es considerado ni físico ni químico porque si bien existe
transformación en la clase de materia, no se conservan los elementos originales
(desaparece al menos una parte del elemento radiactivo para dar origen otro
elemento químico que no existía en el sistema material inicial).
Reacción química: proceso en el que, por una redistribución de átomos de un
sistema material inicial formado por una o más sustancias (llamadas reactivos),
se obtiene una o más sustancias con propiedades químicas y físicas diferentes
(llamadas productos).
Reacción química de combinación: reacción química en la que a partir de dos
o más reactivos se obtiene un solo producto. Ejemplo: S + Fe FeS
Reacción química de descomposición: reacción química en la que a partir de
un solo reactivo se obtienen dos o más productos. En general estas reacciones
requieren de la aplicación de alguna forma de energía sobre el reactivo para que
transcurran. Ejemplo: CaCO3 + calor CaO + CO2
Reacción química de desplazamiento: un elemento metálico (desplazante)
reacciona con una sal o con un ácido (compuesto), para liberar el elemento
metálico de la sal (desplazado) o el H del ácido (desplazado) y unirse al resto
dando otra sal. Ejemplo: Zn(s) + CuSO4(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s)
195
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Reacción química de doble desplazamiento: reacción química que se
produce entre dos sustancias reactivas (sal+sal o sal+ácido o sal+base) para
dar como productos otras dos sustancias del mismo tipo. Ejemplo:
Na2CO3 + Ca(NO3)2 CaCO3 + 2 Na NO3
Reacción química de neutralización o ácido-base: reacción química entre
una base y un ácido en medio acuoso, que dan como productos sal y agua. El
agua se forma por la neutralización de un protón del ácido con un oxhidrilo de la
base y el anión del ácido con el catión de la base forman la sal. Ejemplo:
HCl + NaOH NaCl + H2O
Reacción química de oxidación-reducción: reacción química que transcurre
con transferencia de electrones entre los reactivos, hecho que se manifiesta por
un cambio en el número de oxidación de uno o más átomos de los reactivos
cuando forman los productos. Ejemplo: 2 HCl(ac) + Zn(s) ZnCl2(ac) + H2(g)
Reacción química de precipitación: reacción química que transcurre en
medio líquido con formación de al menos un producto sólido que precipita,
porque es insoluble en ese medio líquido. Ejemplo:
CO2(g) + Ca(OH)2(ac) CaCO3(s) + H2O(l )
Reacción química endotérmica: reacción química que transcurre solamente
cuando se le suministra calor a los reactivos y se detiene cuando se deja de
hacerlo. Ejemplo: 2 KClO3 + calor 2 KCl + 3 O2
Reacción química exotérmica: reacción química que transcurre con liberación
de calor. Ejemplo: CaCO3 + calor CaO + CO2
Reacción química irreversible: reacción química que transcurre en un solo
sentido hasta el consumo total de al menos uno de los reactivos. Estas
reacciones se identifican porque la ecuación química se representa con una sola
flecha en la dirección de reactivos iniciales a productos finales ( ). Ejemplo:
OCa + H2O Ca (OH)2
Reacción química reversible: reacción química en que los productos obtenidos
a partir de los reactivos iniciales, reaccionan entre sí para volver a formar las
196
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
sustancias que les dieron origen, hasta alcanzar un equilibrio dinámico, en el
que permanecen constantes las concentraciones de todas las sustancias que
participan de la misma, a temperatura constante. Se representan mediante
ecuaciones químicas en las que los reactivos están separados de los productos
mediante dos flechas con sentidos contrarios ( ). Ejemplo:
CaCO3 (s) + calor CaO(s) + CO2(g)
Reactivo en exceso: reactivo que acompaña al reactivo limitante en una
reacción química.
Reactivo limitante: reactivo que se consume primero en una reacción química
en la que participan dos o más reactivos, limitando la cantidad de productos a
obtener y la cantidad que reacciona de cada uno de los reactivos restantes.
Reducción: proceso por el cual una especie química gana uno o más electrones
cedidos por otra especie química; hecho que se manifiesta por una disminución
en el número de oxidación de un determinado átomo de la misma.
Reductor: especie química que ejerce la acción de reducir a otra especie
química cediéndole electrones, lo que provoca su propia oxidación (la especie
reductora siempre se oxida).
Regla de Hund: en el orden de llenado de los orbitales para determinar la
configuración electrónica de un átomo, en un subnivel de energía con orbitales
degenerados, se debe llenar cada orbital con un solo electrón y con el mismo
“spin”; si aún restan electrones estos se ubican apareando con “spin” opuesto a
los primeros, completando dos electrones por cada orbital.
Rendimiento porcentual: cantidad de producto que realmente se obtiene
respecto del máximo posible en una reacción química (cantidad estequiométrica),
expresado en porcentaje.
Rendimiento real o práctico: cantidad de producto que realmente se obtiene
y que casi siempre es menor que la correspondiente al rendimiento teórico.
Existen diversos motivos que hacen el rendimiento real o práctico sea menor que
el rendimiento teórico: si la reacción química es reversible, cuando se pierde
197
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
parte de un producto de interés inestable que se descompone o reacciona para
dar otros productos, porque a veces es imposible recuperar completamente el
producto de interés desde medio de reacción, etc.
Rendimiento teórico: cantidad de productos que se obtendría por reacción
química completa del reactivo limitante (es decir suponiendo una reacción
química irreversible).
Sal ácida derivada de hidrácido: compuesto inorgánico temario constituido
por elemento metálico, hidrógeno y elemento no metálico. El nombre de sal
ácida es debido a que el H presente en su fórmula química tiene carácter ácido,
es decir que puede desprenderse como protón (H1+) en medio acuoso. Ejemplos:
NaHS, Ca(HS)2, etc.
Sal básica: compuesto cuaternario inorgánico formado por elemento metálico,
hidrógeno, oxígeno y elemento no metálico. El hidrógeno y el oxígeno están
unidos formando el ion oxhidrilo (HO1-), que da el carácter básico que poseen
estas sales. Ejemplos: MgOHCl, (CuOH)2CO3, etc.
Sal binaria: compuesto inorgánico binario constituido por elemento metálico y
elemento no metálico (sales neutras derivadas de hidrácidos). Ejemplos: NaCl ,
FeS, K2S, etc.
Sal de amonio derivada de hidrácido: compuesto inorgánico ternario
constituido por hidrógeno, nitrógeno y elemento no metálico. Con la
característica particular que el hidrógeno se encuentra siempre unido a
nitrógeno formando una unidad, denominada ion amonio: NH41+. Ejemplos:
NH4Cl, (NH4)2S, etc.
Sal doble: compuesto inorgánico cuaternario constituido por elemento metálico
1, elemento metálico 2 (incluido el ion NH41+), oxígeno y elemento no metálico.
Ejemplos: KAl(SO4)2 , LiAl(SO4)2, KCr(SO4)2, etc.
Sistema heterogéneo fino o dispersión heterogénea: sistema en los que las
fases pueden ser integradas durante cierto tiempo, al cabo del cual terminan
separándose (excepto las dispersiones coloidales que persisten en el tiempo).
198
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Sistema heterogéneo grosero: sistema en el que las fases permanecen
siempre separadas y son observables a simple vista.
Sistema material: porción limitada del universo que se separa real o
imaginariamente del resto para su estudio. El ambiente inmediato que lo rodea,
se llama medio ambiente o ambiente circundante.
Sistema material abierto: sistema material que intercambia materia y energía
con el medio circundante.
Sistema material aislado: sistema material que no intercambia ni materia ni
energía con el medio circundante.
Sistema material cerrado: sistema material que solo intercambia energía con
el medio circundante.
Sistema material heterogéneo: sistema material en el que las propiedades
intensivas varían en al menos dos puntos del mismo.
Sistema material homogéneo: sistema material que presenta iguales
propiedades intensivas en todos sus puntos.
Solidificación: pasaje del estado de agregación líquido al estado sólido.
Solución o Disolución: sistema homogéneo formado por dos o más
componentes, de composición variable dentro de ciertos límites. Uno de los
componentes es el disolvente y el otro u otros, el soluto o los solutos. En general
se considera disolvente al componente que se encuentra en mayor proporción,
excepto para el caso del agua que es considerada disolvente universal
cualquiera sea su proporción en la solución.
Soluto: componente de una solución que generalmente se encuentra en menor
proporción
Spin: nombre que se le asigna al giro del electrón sobre su propio eje.
199
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Sublimación: pasaje directo del estado de agregación gaseoso al estado sólido.
Suspensión: dispersión fina en la que la fase dispersante es un líquido y la
fase dispersa es un sólido. Ejemplo: talco y agua.
Sustancia compuesta o Compuesto: sustancia formada por dos o más clases
de elementos.
Sustancia pura: sustancia formada por una sola sustancia química.
Sustancia química: clase especial de materia de composición constante y
propiedades físicas y químicas propias. Sus propiedades son siempre las
mismas en las mismas condiciones de observación. Ejemplos: nitrato de potasio,
cloruro de sodio, sulfato cúprico, hipoclorito de sodio, etc.
Sustancia simple: sustancia formada por una sola clase de elemento químico.
Ejemplos: cloro (Cl2), ozono (O3), hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2), etc.
Tabla periódica moderna de los elementos químicos: forma de
presentación de la información conocida sobre los elementos químicos, basada
en la Ley. En ella los elementos se encuentran ordenados de izquierda a
derecha y de arriba hacia abajo en orden de número atómico (Z) creciente (en la
misma secuencia que se lee un texto), formando conjuntos verticales llamados
grupos y filas horizontales llamadas periodos.
Temperatura crítica: es la máxima temperatura a la que puede ser licuado un
gas. Por encima de esta temperatura es imposible licuar un gas por grande que
sea la presión que se aplique sobre el mismo. Cada gas tiene una temperatura
crítica propia.
UMA (Unidad de Masa Atómica): es la doceava parte de la masa del isótopo
C12 e igual a 1,68x10-24 gramos.
Unión covalente: unión que se produce entre átomos de elementos cuya
diferencia de electronegatividades (E) es menor que 2. Consiste en compartir
200
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
pares de electrones externos, para adquirir la configuración electrónica del gas
noble más próximo y alcanzar un estado mayor estabilidad química. Puede ser
simple, doble, triple, covalente coordinada o covalente pura.
Unión covalente coordinada: unión covalente en la que solamente uno de los
átomos que se unen aporta un par de electrones. Se representa mediante una
flecha horizontal entre los átomos que se unen, dirigida hacia el átomo aceptor
del par de electrones.
Unión covalente doble: ocurre cuando dos átomos comparten dos pares de
electrones, con el aporte de un par de electrones por cada uno de ellos. Esta
unión se representa por dos líneas horizontales paralelas entre los átomos.
Unión covalente pura: unión entre dos átomos de un mismo elemento, en la
que cada uno de ellos aporta igual número de electrones para formar una
sustancia simple o elemental. El enlace puede ser simple (cuando se comparte
un par de electrones), doble (cuando se comparten dos pares de electrones) o
triple (cuando se comparten 3 pares de electrones).
Unión covalente simple: unión entre dos átomos que comparten un par de
electrones, con el aporte de un electrón por cada uno de ellos. Se representa
mediante una línea horizontal entre los átomos que se unen.
Unión covalente triple: unión entre dos átomos que comparten tres pares de
electrones, con el aporte de tres electrones por cada uno de ellos. Esta unión se
representa por tres líneas horizontales paralelas entre los átomos que se unen.
Unión iónica: en una primera etapa se forman los iones a partir de dos átomos
cuya diferencia de electronegatividades es igual o mayor que 2 (el ion positivo o
catión y el ion negativo o anión) y en una segunda etapa los iones se unen por
fuerzas de atracción coulómbicas, dando lugar a estructuras tridimensionales
de largo alcance, típicas de las sustancias sólidas cristalinas.
Unión química: proceso por el cual los elementos químics pueden alcanzar un
estado de menor energía y mayor estabilidad química, tratando de adquirir la
configuración electrónica del gas noble más próximo y dando origen a las
sustancias químicas conocidas.
201
QUÍMICA BÁSICA DE NIVEL MEDIO
Universo: es todo lo que existe: materia, energía, espacio y tiempo.
Vapor: sustancia al estado gaseoso que se encuentra por debajo de su
temperatura crítica o a su temperatura crítica. Ejemplo: dióxido de carbono (CO2)
a 31,1°C o a menor temperatura y a presión atmosférica.
Vaporización: pasaje del estado líquido al estado gaseoso. La vaporización
puede ocurrir por dos fenómenos: evaporación o ebullición.
Volatilización: pasaje directo del estado sólido al estado gaseoso.
Volumen molar (VM): volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia al
estado gaseoso en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) y que
es igual a 22,4 litros.
202
TABLA DE PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Z SÍMBOLO NOMBRE E (Pauling)
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
I1 (kJ/mol)
AE
(kJ/mol)
1 H hidrógeno 2,1 -1, +1 1312 72,8 2 He helio s/dato 0 2372,3 ≤ 0 3 Li litio 1,0 +1 520,2 59,6 4 Be berilio 1,5 +2 899,4 ≤ 0 5 B boro 2,0 +3 800,6 26,7 6 C carbono 2,5 -4, +2, +4 1086,4 153,9 7 N nitrógeno 3,0 -3, +2, +3, +4, +5 1402,3 7 8 O oxígeno 3,5 -1, -2 1313,9 141 9 F flúor 4,0 -1 1681 328
10 Ne neón s/dato 0 2080,6 ≤ 0 11 Na sodio 0,9 +1 495,8 52,8 12 Mg magnesio 1,2 +2 737,7 ≤ 0 13 Al aluminio 1,5 +3 577,6 42,5 14 Si silicio 1,8 +4 786,4 133,6 15 P fósforo 2,1 -3, +3, +4, +5 1011,7 72 16 S azufre 2,5 -2, +3, +4, +6 999,6 200,4 17 Cl cloro 3,0 -1, +1, +3, +5, +7 1251,1 349 18 Ar argón s/dato 0 1520,5 ≤ 0 19 K potasio 0,8 +1 418,8 48,4 20 Ca calcio 1,0 +2 589,8 2,4 21 Sc escandio 1,3 +3 631 18,1 22 Ti titanio 1,5 +3,+4 658 7,6 23 V vanadio 1,6 +2, +3, +4, +5 650,3 50,7 24 Cr cromo 1,6 +2, +3, +6 652,8 64,3 25 Mn manganeso 1,5 +2, +3, +4, +6, +7 717,4 ≤ 0 26 Fe hierro 1,8 +2, +3 750,3 15,7 27 Co cobalto 1,8 +2, +3 758,4 63,9 28 Ni níquel 1,8 +2, +3 736,7 112 29 Cu cobre 1,9 +1, +2 745,4 118,5 30 Zn zinc 1,6 +2 906,4 ≤ 0 31 Ga galio 1,6 +3 578,8 28,9 32 Ge germanio 1,8 +4 762,1 119,5 33 As arsénico 2,0 -3, +3, +5 946,5 78,2 34 Se selenio 2,4 -2, +4, +6 940,9 195 35 Br bromo 2,8 -1, +1, +3, +5, +7 1139,9 324,6 36 Kr kriptón s/dato 0 1350,7 ≤ 0 37 Rb rubidio 0,8 +1 403 46,9 38 Sr estroncio 1,0 +2 549,5 ≤ 0 39 Y itrio 1,3 +3 615,3 29,6 40 Zr zirconio 1,4 +4 660 41,1 41 Nb niobio 1,6 +3, +5 663,8 86,2 42 Mo molibdeno 1,8 +2, +3, +4, +5, +6 684,9 72 43 Tc tecnecio 1,9 +7 702,4 53,1 44 Ru rutenio 2,2 +2, +3, +4, +6, +8 711,1 101,3 45 Rh rodio 2,2 +2, +3, +4 710,8 109,7 46 Pd paladio 2,2 +2, +4 804,7 53,7 47 Ag plata 1,9 +1 731 125,6 48 Cd cadmio 1,7 +2 867,7 ≤ 0 49 In indio 1,7 +3 558,3 28,9 50 Sn estaño 1,8 +2, +4 708,6 107,3 51 Sb antimonio 1,9 -3, +3, +5 833,7 103,2 52 Te telurio 2,1 -2, +4, +6 869,2 190,2 53 I yodo 2,5 -1, +1, +3, +5, +7 1008,4 295,2 54 Xe xenón s/dato 0 1170,4 ≤ 0
Z SÍMBOLO NOMBRE E
(Pauling) NÚMEROS DE OXIDACIÓN
I1
(kJ/mol)
AE (kJ/mol)
55 Cs cesio 0,7 +1 375,7 45,5 56 Ba bario 0,9 +2 502,9 ≤ 0 57 La lantano 1,1 +3 538,1 48 58 Ce cerio 1,1 +3, +4 527,4 50 59 Pr praseodimio 1,1 +3, +4 532,2 50 60 Nd neodimio 1,2 +3 529,6 50 61 Pm promecio 1,13 +3 535,9 50 62 Sm samario 1,2 +2, +3 543,3 50 63 Eu europio 1,2 +2, +3 546,7 50 64 Gd gadolinio 1,1 +3 592,6 50 65 Tb terbio 1,2 +3, +4 564,7 50 66 Dy disprosio 1,22 +3 571,9 50 67 Ho holmio 1,2 +3 580,7 50 68 Er erbio 1,2 +3 588,7 50 69 Tm tulio 1,2 +2, +3 596,7 50 70 Yb Iterbio 1,1 +2, +3 603,4 50 71 Lu lutecio 1,2 +3 523,6 50 72 Hf hafnio 1,3 +4 680 ≤ 0 73 Ta tantalio 1,5 +5 761 31,1 74 W wolframio 1,7 +2, +3, +4, +5, +6 770 78,6 75 Re renio 1,9 +1, +2, +4, +6, +7 760 14,1 76 Os osmio 2,2 +2, +3, +4, +6, +8 840 106 77 Ir iridio 2,2 +2, +3, +4, +6 880 151 78 Pt platino 2,2 +2, +4 870 205,3 79 Au oro 2,4 +1, +3 890 222,7 80 Hg mercurio 1,9 +1, +2 1007 ≤ 0 81 Tl talio 1,8 +1, +3 589,4 19,3 82 Pb plomo 1,8 +2, +4 715,6 35,1 83 Bi bismuto 1,9 +3, +5 703,3 91,3 84 Po polonio 2,0 +2, +4 812 183,3 85 At astato 2,2 +2, +3 890 270,2 86 Rn radón s/dato 0 1037 ≤ 0 87 Fr francio 0,7 +1 384 s/dato 88 ra radio 0,9 +2 500,4 s/dato 89 Ac actinio 1,1 +3 499 s/dato 90 Th torio 1,3 +4 587 s/dato 91 Pa protactinio 1,5 +4, +5 568 s/dato 92 U uranio 1,7 +3, +4, +5, +6 584 s/dato 93 Np neptunio 1,3 +3, +4, +5, +6 597 s/dato 94 Pu plutonio 1,28 +3, +4, +5, +6 585 s/dato 95 Am americio 1,3 +3, +4, +5, +6 578 s/dato 96 Cm curio 1,3 +3 581 s/dato 97 Bk berkelio 1,3 +3, +4 601 s/dato 98 Cf californio 1,3 +3 608 s/dato 99 Es einstenio 1,3 +2, +3 619 s/dato
100 Fm fermio 1,3 +2, +3 627 s/dato 101 Md mendelevio 1,3 +2, +3 635 s/dato 102 No nobelio 1,3 +2, +3 642 s/dato 103 Lw lawrencio 1,3 +2, +3 d/dato s/dato 104 Rf rutherfordio s/dato s/dato d/dato s/dato 105 Ha hanio s/dato s/dato d/dato s/dato 106 Sg seaborgio s/dato s/dato d/dato s/dato 107 Ns Nielsbohrio s/dato s/dato d/dato s/dato 108 Hs hasio s/dato s/dato d/dato s/dato 109 Mt meitnerio s/dato s/dato d/dato s/dato
7
6
5
4
3
2
1
VIIIB 8 9 10 12
IIB 11 IB
7 VIIB
6 VIB
5 VB
17 VIIA
15 VA
13 IIIA
4 IVB
2 IIA
3 IIIB
16 VIA
14 IVA
29
Cu 63,55
1
H 1,008
5
B 10,81
81
Tl204,4
13
Al26,98
31
Ga69,39
49
In 114,8
6
C 12,01
14
Si 28,09
32
Ge72,59
82
Pb207,2
50
Sn118,7
83
Bi209,0
7
N 14,01
15
P 30,97
33
As74,92
51
Sb121,8
84
Po(210)
8
O16,00
16
S 32,07
34
Se78,96
52
Te127,6
85
At(210)
9
F 19,00
17
Cl35,45
35
Br79,90
53
I 126,9
2
He4,003
10
Ne20,18
18
Ar39,95
36
Kr83,80
54
Xe131,3
86
Rn(222)
30
Zn65,39
48
Cd112,4
80
Hg200,6
112
4
Be9,012
12
Mg24,31
20
Ca40,08
38
Sr87,62
56
Ba137,3
88
Ra(226)
21
Sc 44,96
39
Y 88,91
57
La 138,9
89
Ac (227)
22
Ti 47,88
40
Zr 91,22
72
Hf 178,5
104
Rf (257)
23
V 50,94
41
Nb92,91
73
Ta180,9
105
Ha(260)
24
Cr52,00
42
Mo95,94
74
W183,9
106
Sg(263)
25
Mn54,94
43
Tc(98)
75
Re186,2
107
Ns(262)
26
Fe55,85
44
Ru101,1
76
Os190,2
108
Hs(265)
27
Co58,93
45
Rh102,9
77
Ir 192,2
109
Mt(266)
28
Ni58,69
46
Pd106,4
78
Pt195,1
110
29
Cu 63,55
47
Ag 107,9
79
Au 197,0
111
3
Li 6,941
11
Na 22,99
19
K 39,10
37
Rb 85,47
55
Cs 132,9
87
Fr (223)
58
Ce140,1
90
Th232,0
59
Pr140,9
91
Pa(231)
61
Pm(147)
93
Np(237)
60
Nd144,2
92
U 238,0
62
Sm150,4
94
Pu(242)
63
Eu152,0
95
Am(243)
71
Lu175,0
103
Lr(257)
64
Gd 157,3
96
Cm (247)
65
Th158,9
97
Bk(247)
66
Dy162,5
98
Cf(249)
70
Yb173,0
102
No(254)
68
Er167,3
100
Fm(253)
67
Ho164,6
99
Es(254)
69
Tm168,9
101
Md(256)
Número Atómico (Z)
Símbolo del elementoMasa Atómica (PA)
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
18 VIIIA
1 IA
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda usar la numeración arábiga del 1 al 18 para los grupos. Sin embargo aún sigue siendo usada la notación estándar de EEUU con la numeración de los grupos IA-VIIIA y IB-VIIIB. Los elementos 110 a 112 aún no tienen nombre asignado y existe controversia en cuanto a los nombres de los nombres de los elementos 104 a 109.
