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Universidad Nacional <strong>de</strong>l Nor<strong>de</strong>ste<br />
<strong>Facultad</strong> <strong>de</strong> <strong>Ciencias</strong> <strong>Exactas</strong>, <strong>Naturales</strong> y <strong>Agrimensura</strong><br />
CURSO DE NIVELACION Y AMBIENTACIÓN<br />
QUÍMICA<br />
AÑO 2012<br />
1
Este cua<strong>de</strong>rnillo tiene por finalidad ayudar al estudiante que ingresa a la<br />
<strong>Facultad</strong> <strong>de</strong> <strong>Ciencias</strong> <strong>Exactas</strong>, <strong>Naturales</strong> y <strong>Agrimensura</strong> como guía en el<br />
estudio <strong>de</strong> la Química, para adquirir los conocimientos básicos necesarios para<br />
el cursado <strong>de</strong> las Asignaturas <strong>de</strong> Química <strong>de</strong> primer año.<br />
Este material fue compaginado en base a los cua<strong>de</strong>rnillos <strong>de</strong> Nivelación y<br />
ambientación <strong>de</strong> Química <strong>de</strong> FACENA, UNNE:<br />
Curso <strong>de</strong> Nivelación y ambientación <strong>de</strong>l año 2011, UNNE Virtual.<br />
Autor: Lic. María Irene Vera.<br />
Curso <strong>de</strong> Ingreso 2001. Cua<strong>de</strong>rnillo numero Nº2. Química. Autor: Prof.<br />
Celia Rosa Lentijo.<br />
Bibliografía sugerida<br />
● ATKINS, P. y JONES, L. Química. Moléculas. Materia. Cambio.<br />
Barcelona, España, Omega S.A. ,1998. (Capítulos: 1, 2, y 4 ).<br />
● BROWN, T., LE MAY, H, BURSTEN, B. Química la Ciencia Central.<br />
México, Prentice may- Hispanoamericana S.A., 1998. (Capítulos: 1, 2, y 3 ).<br />
● CHANG, R. Química. México, McGraw-Hill Interamericana editores <strong>de</strong> S.A.,<br />
2002.(Capítulos: 1, 2 y 3).<br />
● WHITTEN, K., DAVIS, R., PECK, M. Química General. España, McGraw-Hill/<br />
Interamericana., 1998. (Capítulos: 1, 2, 3, 4, y 5).<br />
2
CONTENIDOS CONCEPTUALES<br />
ANEXO<br />
CONTENIDO<br />
Tema 1: Materia Y cambio. 4<br />
La materia. Estados <strong>de</strong> agregación <strong>de</strong> la materia. Cambios <strong>de</strong> estado. Masa y Peso.<br />
Sistemas materiales: propieda<strong>de</strong>s y clasificación .Cambios físicos y químicos.<br />
Tema 2: Átomos y Moléculas. 9<br />
El Elemento químico. Partículas fundamentales <strong>de</strong>l átomo. Composición <strong>de</strong>l átomo.<br />
Número atómico. Número másico. Isótopos. Moléculas.<br />
Tema 3: Clasificación periódica <strong>de</strong> los elementos. 14<br />
La clasificación periódica <strong>de</strong> los elementos. Símbolos químicos. Períodos y grupos.<br />
Metales, no metales y metaloi<strong>de</strong>s.<br />
Tema 4: Formulación y nomenclatura inorgánica. 17<br />
Fórmula química. Tipos <strong>de</strong> fórmulas. Formulación y nomenclatura inorgánica, normativa<br />
IUPAC y tradicional. Óxidos. Ácidos. Iones. Hidróxidos. Sales.<br />
Tema 5: Estequiometría. 21<br />
Masa atómica relativa. Masa molecular relativa Constante <strong>de</strong> Avogadro. Mol. Masa molar.<br />
Volumen molar.<br />
Tema 6: Reacciones Químicas 25<br />
Reacción química. Ecuación química. Ley <strong>de</strong> Conservación <strong>de</strong> la masa Cálculos<br />
estequiométricos basados en ecuaciones químicas. Composición porcentual. Reactivo<br />
limitante.<br />
Nomenclatura y Formulación Inorgánica 28<br />
Serie <strong>de</strong> ejercicios 41<br />
Tabla <strong>de</strong> Números <strong>de</strong> Oxidación <strong>de</strong> elementos 56<br />
AUTOR<br />
Bca. Liliana Inés Giménez<br />
Jefe <strong>de</strong> Trabajos Prácticos<br />
Química General<br />
Coordinadora Módulo <strong>de</strong> Química<br />
3<br />
INDICE
Tema 1<br />
Materia Y cambio<br />
LA MATERIA<br />
La materia es el componente físico <strong>de</strong>l universo; es todo aquello que tiene masa y<br />
ocupa un lugar en el espacio. La materia se presenta <strong>de</strong> diversas formas, tales como<br />
personas, plantas, rocas, objetos, bacterias, etc. Todo aquello que po<strong>de</strong>mos ver y<br />
tocar (un libro, nuestro cuerpo, agua, tierra) o no (como el aire, material <strong>de</strong> las<br />
llamas, estrellas) son diferentes formas <strong>de</strong> materia.<br />
Según su estado físico, la materia se presenta como sólido, líquido o gas.<br />
ESTADO FORMA<br />
SÓLIDO<br />
LÍQUIDO<br />
GAS<br />
VOLUMEN<br />
COMPRESIBILIDAD<br />
PROPIEDADES<br />
SUBMICROSCÓ-<br />
PICAS<br />
<strong>de</strong>finida <strong>de</strong>finido <strong>de</strong>spreciable Partículas en<br />
in<strong>de</strong>finida <strong>de</strong>finido<br />
in<strong>de</strong>finida<br />
in<strong>de</strong>finido alta<br />
muy pocas<br />
contacto y<br />
estrechamente<br />
empaquetadas<br />
Partículas en<br />
contacto, pero<br />
móviles, fuerzas<br />
intermoleculares<br />
menores.<br />
Partículas muy<br />
separadas e<br />
in<strong>de</strong>pendientes<br />
unas <strong>de</strong> otras, las<br />
fuerzas <strong>de</strong><br />
atracción entre<br />
moléculas es<br />
pequeña.<br />
4
CAMBIOS DE ESTADO DE AGREGACION<br />
Modificando convenientemente las condiciones <strong>de</strong> presión y temperatura, en<br />
general, la materia pue<strong>de</strong> pasar por los tres estados <strong>de</strong> agregación. Los cambios <strong>de</strong><br />
estados tienen nombres específicos, a saber:<br />
Un CUERPO es una porción limitada <strong>de</strong> materia. Ejemplos: un kilogramo <strong>de</strong><br />
arena, una silla <strong>de</strong> ma<strong>de</strong>ra, un automóvil, etc.<br />
La MASA es la medida <strong>de</strong> la cantidad <strong>de</strong> materia que tiene un objeto. La masa <strong>de</strong> un<br />
cuerpo no varía con su posición.<br />
El PESO <strong>de</strong> un cuerpo es la fuerza que la masa ejerce <strong>de</strong>bido a la gravedad. Varía con la distancia<br />
<strong>de</strong>l cuerpo al centro <strong>de</strong> la tierra.<br />
La MASA y el PESO <strong>de</strong> un cuerpo son dos magnitu<strong>de</strong>s diferentes relacionadas<br />
entre sí mediante la expresión:<br />
Don<strong>de</strong>:<br />
constante.<br />
P = peso <strong>de</strong>l cuerpo<br />
m = masa <strong>de</strong>l cuerpo<br />
P m .<br />
g = aceleración <strong>de</strong> la gravedad, <strong>de</strong>l lugar.<br />
El peso <strong>de</strong> un cuerpo es una cantidad variable en cambio su masa es<br />
P<br />
m <br />
g<br />
g<br />
5
Propieda<strong>de</strong>s <strong>de</strong> la materia<br />
Una sustancia es una forma <strong>de</strong> materia que tiene una composición <strong>de</strong>finida<br />
(constante) y propieda<strong>de</strong>s características. Algunos ejemplos son el agua, el<br />
amoníaco, el azúcar, el oro y el oxígeno.<br />
Las propieda<strong>de</strong>s <strong>de</strong> la materia se clasifican en:<br />
● propieda<strong>de</strong>s físicas<br />
Las propieda<strong>de</strong>s físicas <strong>de</strong> la materia son aquellas que po<strong>de</strong>mos medir sin cambiar<br />
la i<strong>de</strong>ntidad y la composición <strong>de</strong> la sustancia. Por ejemplo: color, olor, volumen,<br />
punto <strong>de</strong> fusión, punto <strong>de</strong> ebullición.<br />
● propieda<strong>de</strong>s químicas<br />
Las propieda<strong>de</strong>s químicas <strong>de</strong>scriben la forma en que una sustancia pue<strong>de</strong> cambiar<br />
o reaccionar para formar otras sustancias. Ejemplo: inflamabilidad (cuando una<br />
sustancia ar<strong>de</strong> en presencia <strong>de</strong> oxígeno).<br />
Algunas propieda<strong>de</strong>s físicas no <strong>de</strong>pen<strong>de</strong>n <strong>de</strong> la cantidad <strong>de</strong> materia analizada. Son<br />
llamadas Propieda<strong>de</strong>s Intensivas y muchas <strong>de</strong> ellas sirven para i<strong>de</strong>ntificar las<br />
sustancias (por ejemplo <strong>de</strong>nsidad, punto <strong>de</strong> fusión, punto <strong>de</strong> ebullición), otras se<br />
pue<strong>de</strong>n apreciar por los sentidos (como el color, sabor, sensación al tacto, sonido).<br />
Las propieda<strong>de</strong>s Extensivas <strong>de</strong> las sustancias <strong>de</strong>pen<strong>de</strong>n <strong>de</strong> la cantidad <strong>de</strong> materia<br />
presente en una muestra <strong>de</strong> una sustancia (por ejemplo masa y volumen). Los<br />
valores <strong>de</strong> una misma propiedad extensiva se pue<strong>de</strong>n sumar (ejemplo: masa y<br />
longitud), en cambio, las propieda<strong>de</strong>s intensivas son no aditivas.<br />
SISTEMAS MATERIALES<br />
Un sistema material es una porción <strong>de</strong>l universo que se aísla para su estudio<br />
experimental.<br />
Según su composición, la materia se clasifica en elemento, compuesto o mezcla.<br />
Elementos: Son sustancias que no pue<strong>de</strong>n <strong>de</strong>scomponerse en sustancias más<br />
simples por medios químicos, se componen <strong>de</strong> un único tipo <strong>de</strong> átomo (todos los<br />
elementos conocidos están en la Tabla Periódica <strong>de</strong> los Elementos).<br />
Compuestos: son sustancias que se componen <strong>de</strong> dos o más elementos, contienen<br />
dos o más clases <strong>de</strong> átomos.<br />
Mezclas: Es un sistema material formado por cantida<strong>de</strong>s variables <strong>de</strong> dos o más<br />
sustancias cada una <strong>de</strong> las cuales conserva su i<strong>de</strong>ntidad y propieda<strong>de</strong>s.<br />
6
Vemos así que las sustancias puras tienen composiciones fijas; las <strong>de</strong> las mezclas<br />
pue<strong>de</strong>n variar.<br />
Las mezclas pue<strong>de</strong>n ser:<br />
Mezclas Heterogéneas: no tienen la misma composición y propieda<strong>de</strong>s en todos<br />
sus puntos. Por ejemplo: arena, roca, ma<strong>de</strong>ra.<br />
Mezclas Homogéneas: cuando tienen propieda<strong>de</strong>s uniformes en todos sus puntos,<br />
ejemplo: aire, sal disuelta en H2O. Las mezclas homogéneas se llaman soluciones.<br />
Cualquier mezcla ya sea homogénea o heterogénea pue<strong>de</strong>n separarse en sus<br />
componentes puros por métodos físicos.<br />
Hay distintos tipos <strong>de</strong> soluciones, por ejemplo:<br />
● Aire (solución gaseosa),<br />
● Nafta (solución liquida),<br />
● Latón (solución sólida).<br />
Cambios físicos y químicos<br />
El cambio es una transformación. Por ejemplo: la ma<strong>de</strong>ra y el carbón ar<strong>de</strong>n, el<br />
agua se evapora o solidifica, el hierro se oxida, los cohetes explotan. Toda la<br />
7
materia se transforma continuamente. El cambio es una constante manifestación <strong>de</strong><br />
la naturaleza.<br />
Hay tres tipos <strong>de</strong> cambios: físicos, químicos y nucleares. Nos ocuparemos <strong>de</strong> los<br />
dos primeros.<br />
Los CAMBIOS FÍSICOS son transformaciones que experimenta la materia sin<br />
que se altere su composición química. Ejemplo: triturar hielo, vaporizar agua, etc.<br />
Los CAMBIOS QUIMICOS o REACCIONES QUIMICAS son transformaciones<br />
que experimenta la materia en las cuales unas sustancias llamadas sustancias<br />
reaccionantes o ¨ reactivos ¨ se convierten en otras llamadas productos <strong>de</strong> la<br />
reacción o ¨productos¨. En este tipo <strong>de</strong> cambios los átomos se reor<strong>de</strong>nan para<br />
formar sustancias nuevas. Ejemplo: el carbono se combina con el oxígeno para<br />
formar dióxido <strong>de</strong> carbono.<br />
8
El Elemento Químico<br />
Tema 2<br />
ÁTOMOS Y MOLÉCULAS<br />
Toda la materia está compuesta <strong>de</strong> diferentes combinaciones <strong>de</strong> formas simples <strong>de</strong><br />
materia llamadas elementos químicos.<br />
Existen más <strong>de</strong> 100 elementos químicos; hasta 1996 se habían <strong>de</strong>scubierto o creado<br />
112 elementos.<br />
Si tenemos en cuenta que elemento químico es una sustancia formada por un<br />
único tipo <strong>de</strong> átomos (es también <strong>de</strong>finido como una sustancia que no se pue<strong>de</strong><br />
separar en sustancias más simples por medios químicos o sustancia que consiste en<br />
átomos con el mismo número atómico), po<strong>de</strong>mos <strong>de</strong>cir que existen 112 (o más <strong>de</strong><br />
100) clases <strong>de</strong> átomos que son los que dan lugar a la gran diversidad <strong>de</strong> materiales<br />
<strong>de</strong> nuestro mundo.<br />
La IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) es el organismo<br />
internacional que en la actualidad, entre otras funciones, aprueba los nombres<br />
propuestos para los nuevos elementos.<br />
Cada elemento tiene un nombre y un único símbolo químico, formado por una o<br />
dos letras relacionadas con el nombre.<br />
El Átomo<br />
La partícula más pequeña que pue<strong>de</strong> existir <strong>de</strong> un elemento, recibe el nombre <strong>de</strong><br />
átomo, palabra que proviene <strong>de</strong>l griego y significa indivisible.<br />
Hoy se sabe que los átomos tienen una estructura interna y están constituidos por<br />
partículas <strong>de</strong> menor tamaño. En 1911, Rutherford postuló que la mayor parte <strong>de</strong> la<br />
masa <strong>de</strong>l átomo y toda su carga positiva, resi<strong>de</strong> en una región muy pequeña,<br />
extremadamente <strong>de</strong>nsa, a la que llamó núcleo. La mayor parte <strong>de</strong>l volumen total<br />
<strong>de</strong>l átomo era espacio vacío en el que los electrones se movían alre<strong>de</strong>dor <strong>de</strong>l<br />
núcleo.<br />
La lista <strong>de</strong> partículas que constituyen el núcleo se ha vuelto larga y continúa<br />
creciendo <strong>de</strong>s<strong>de</strong> la época <strong>de</strong> Rutherford, pero son tres las partículas fundamentales<br />
o partículas subatómicas que afectan el comportamiento químico: el protón, el<br />
neutrón y el electrón.<br />
● Los protones y neutrones forman un cuerpo central, compacto llamado núcleo<br />
<strong>de</strong>l átomo (en conjunto se conocen como nucleones).<br />
9
● Los electrones se distribuyen en el espacio como si fueran una nube alre<strong>de</strong>dor<br />
<strong>de</strong>l núcleo.<br />
A este mo<strong>de</strong>lo <strong>de</strong> un átomo se lo llama átomo nuclear.<br />
Características <strong>de</strong> las partículas subatómicas<br />
Partícula Símbolo Carga Masa<br />
Electrón e- -1<br />
Protón<br />
Neutrón<br />
p + , H +<br />
Las cargas son <strong>de</strong>l protón y el electrón son:<br />
● Electrón: - 1,602 x 10 -19 C<br />
● Protón: + 1,602 x 10 -19 C<br />
9,109.10 -28 g<br />
+1 1,673.10 -24 g<br />
n 0 1,675.10 -24 g<br />
Que por comodidad se expresan carga <strong>de</strong>l electrón: - 1 y carga <strong>de</strong>l protón: +1.<br />
● Neutrones son eléctricamente neutros.<br />
Como el número <strong>de</strong> protones es igual al número <strong>de</strong> electrones, el átomo es<br />
eléctricamente neutro. Las masas <strong>de</strong> los átomos son extremadamente pequeñas.<br />
Para no usar cantida<strong>de</strong>s tan pequeñas, se usa la uma = 1,66054 x 10 –24 g.<br />
En cuanto a la masa:<br />
● Protón: 1,0073 uma<br />
● Neutrón: 1,0087 uma<br />
● Electrón: 5,486 x 10 -4 uma<br />
Masa <strong>de</strong>l p + es semejante a la masa <strong>de</strong>l neutrón >> masa <strong>de</strong>l e -<br />
Masa <strong>de</strong>l protón = 1836 veces la masa <strong>de</strong>l electrón.<br />
Actualmente se mi<strong>de</strong> la masa <strong>de</strong> los átomos y <strong>de</strong> las moléculas con un<br />
espectrómetro <strong>de</strong> masas. Los átomos son extremadamente pequeños, tienen un<br />
diámetro <strong>de</strong>l or<strong>de</strong>n <strong>de</strong> 10 -10 m. Se emplea como unidad el Å = 10 -10 m.<br />
10
Todos los átomos <strong>de</strong> un elemento tienen el mismo número <strong>de</strong> protones en el<br />
núcleo. Eso hace que el átomo <strong>de</strong> un elemento sea diferente <strong>de</strong> un átomo <strong>de</strong> otro<br />
elemento.<br />
Número atómico, Número másico e Isópotos:<br />
Se <strong>de</strong>nomina número atómico, Z, <strong>de</strong> un elemento, al número <strong>de</strong> protones que hay<br />
en el núcleo <strong>de</strong> cada átomo <strong>de</strong> dicho elemento. Como el átomo es eléctricamente<br />
neutro, el número <strong>de</strong> electrones <strong>de</strong>be ser igual al número <strong>de</strong> protones.<br />
La i<strong>de</strong>ntidad química <strong>de</strong> un átomo queda <strong>de</strong>terminada por Z.<br />
El número másico A es la suma <strong>de</strong>l número <strong>de</strong> protones (Z ) y <strong>de</strong> neutrones (N)<br />
<strong>de</strong>l núcleo <strong>de</strong> un átomo.<br />
A = Z + N<br />
Los átomos <strong>de</strong> un elemento que tienen el mismo número atómico (Z) pero distintos<br />
números másicos (A) reciben el nombre <strong>de</strong> isótopos <strong>de</strong> dicho elemento (<strong>de</strong>l griego<br />
iso: igual; topos: lugar). Todos los isótopos <strong>de</strong> un mismo elemento tienen<br />
exactamente el mismo Z, es <strong>de</strong>cir poseen el mismo número <strong>de</strong> protones (y también<br />
<strong>de</strong> electrones alre<strong>de</strong>dor <strong>de</strong> su núcleo), pero distinto número <strong>de</strong> neutrones en el<br />
interior <strong>de</strong>l núcleo. La mayoría <strong>de</strong> los elementos tienen dos o más isótopos.<br />
Los isótopos <strong>de</strong>l hidrógeno son:<br />
Un núcleo específico se <strong>de</strong>nomina núclido o nucleido y en un núclido, el número<br />
másico y el número atómico <strong>de</strong> un elemento X se indican:<br />
Símbolo <strong>de</strong> núclido o nucleido<br />
Comúnmente el número atómico se omite en el símbolo núclido y el nombre <strong>de</strong>l<br />
isótopo es el nombre <strong>de</strong>l elemento seguido <strong>de</strong>l número másico.<br />
11
Ejemplo:<br />
12 C<br />
13 C<br />
carbono 12 carbono 13 carbono 14<br />
Z = 6 Z = 6 Z = 6<br />
. A = 12 A = 13 A = 14<br />
Resumiendo:<br />
N = 6 N = 7 N = 8<br />
● Todos los átomos se componen <strong>de</strong> protones, neutrones y electrones.<br />
● Ya que estas partículas, son las mismas en todos los átomos, los átomos <strong>de</strong><br />
diferentes elementos se diferencian en el número <strong>de</strong> partículas subatómicas<br />
contenidas en cada átomo. Po<strong>de</strong>mos consi<strong>de</strong>rar un átomo, como la muestra más<br />
pequeña <strong>de</strong> un elemento, porque si lo dividimos en partículas subatómicas,<br />
<strong>de</strong>struimos su i<strong>de</strong>ntidad.<br />
Moléculas<br />
Una molécula es un agregado (eléctricamente neutro) <strong>de</strong> por lo menos dos<br />
átomos en un or<strong>de</strong>namiento <strong>de</strong>finido; que se mantienen unidos por medio <strong>de</strong><br />
fuerzas químicas llamadas enlaces químicos.<br />
Una molécula pue<strong>de</strong> contener átomos <strong>de</strong>l mismo elemento o átomos <strong>de</strong> dos o más<br />
elementos, siempre en una proporción fija. Así una molécula no siempre es un<br />
compuesto, el cual por <strong>de</strong>finición está formado por dos o más elementos.<br />
En casi todas las moléculas, dos o más átomos están enlazados, juntos, en unida<strong>de</strong>s<br />
discretas (partículas) muy pequeñas que son eléctricamente neutras. Los elementos<br />
que normalmente ocurren como moléculas diatómicas son: H2 – O2 – N2– X2<br />
(halógenos).<br />
Algunos elementos existen en más <strong>de</strong> una forma, por ejemplo: O2 (g) y O3 (g); C<br />
(grafi to) y C (diamante); P (blanco) y P (rojo).<br />
Las diferentes formas <strong>de</strong> un mismo elemento, en el mismo estado físico se<br />
<strong>de</strong>nominan varieda<strong>de</strong>s alotrópicas o alótropos.<br />
La mayoría <strong>de</strong> las sustancias que nos ro<strong>de</strong>an son combinaciones <strong>de</strong> elementos.<br />
Un compuesto es una sustancia integrada por dos o más elementos distintos en una<br />
proporción <strong>de</strong>terminada. Los átomos <strong>de</strong> un compuesto pue<strong>de</strong>n estar enlazados,<br />
formando moléculas o pue<strong>de</strong>n presentarse en forma <strong>de</strong> iones. Cuando a un átomo<br />
14 C<br />
12
neutro le quitamos o agregamos electrones, se forma una partícula cargada llamada<br />
ion.<br />
Un compuesto formado por moléculas se <strong>de</strong>nomina compuesto molecular.<br />
Ejemplo: H2O<br />
Un compuesto formado por iones se <strong>de</strong>nomina compuesto iónico. Ejemplo NaCl.<br />
Los compuestos iónicos están formados por iones positivos y negativos que se<br />
mantienen unidos por la atracción electrostática entre sus cargas eléctricas<br />
opuestas.<br />
Un compuesto iónico no está formado por moléculas individuales.<br />
Cada cristal <strong>de</strong> NaCl es un conjunto or<strong>de</strong>nado <strong>de</strong> un enorme número <strong>de</strong> iones Na+<br />
y Cl- alternados.<br />
13
La Tabla Periódica<br />
Tema 3<br />
La tabla periódica se <strong>de</strong>sarrolló en 1869. Disponiendo los elementos en or<strong>de</strong>n <strong>de</strong> Z<br />
creciente, se observa que sus propieda<strong>de</strong>s físicas y químicas exhiben un patrón<br />
repetitivo o periódico.<br />
En la Tabla Periódica, los elementos que tienen propieda<strong>de</strong>s similares se disponen<br />
en columnas verticales llamadas grupos.<br />
Existen tres diferentes esquemas <strong>de</strong> <strong>de</strong>signación <strong>de</strong> los grupos que emplean<br />
números y letras o números sólo. Es común usar números romanos en vez <strong>de</strong><br />
arábigos.<br />
1. Los europeos numeran las columnas <strong>de</strong> la 1A a la 8A y luego <strong>de</strong> la 1B a la 8B.<br />
2. Los americanos, <strong>de</strong>signan las columnas altas <strong>de</strong> 1A a 8A y las bajas son los 8<br />
grupos “B”.<br />
3. La IUPAC propone numerar los grupos <strong>de</strong>l 1 al 18 sin <strong>de</strong>signaciones A ó B.<br />
Los elementos <strong>de</strong> un mismo grupo presentan similitu<strong>de</strong>s en sus propieda<strong>de</strong>s físicas<br />
y químicas. Los grupos i<strong>de</strong>ntifican las principales familias <strong>de</strong> los elementos. Las<br />
columnas más altas (grupos 1 y 2 y <strong>de</strong> 13 a 18) se <strong>de</strong>nominan grupos principales <strong>de</strong><br />
la Tabla o Elementos representativos que compren<strong>de</strong>n:<br />
● GIA: metales alcalinos<br />
● GIIA: metales alcalinotérreos<br />
● GIIIA: térreos<br />
● GIVA: carbonoi<strong>de</strong>s<br />
● GVA: pnicturos<br />
● GVIA: anfígenos<br />
14
● GVIIA: halógenos<br />
● GVIIIA: gases nobles<br />
Las filas horizontales reciben el nombre <strong>de</strong> períodos y se numeran <strong>de</strong> arriba hacia<br />
abajo. A lo largo <strong>de</strong> un período, <strong>de</strong> izquierda a <strong>de</strong>recha, las propieda<strong>de</strong>s físicas y<br />
químicas <strong>de</strong> los elementos cambian <strong>de</strong> manera gradual.<br />
Para los elementos representativos (grupos más altos <strong>de</strong> la tabla periódica), el<br />
número <strong>de</strong> período indica el número <strong>de</strong> capas <strong>de</strong> electrones, correspondiendo<br />
dicho número a la capa <strong>de</strong> valencia (la que contiene los electrones que participan<br />
<strong>de</strong> las reacciones químicas). El número <strong>de</strong> grupo indica el número <strong>de</strong> electrones<br />
<strong>de</strong> valencia (alojados en la última capa).<br />
Tomemos como ejemplo el elemento azufre:<br />
a) Z = 16 significa que un átomo <strong>de</strong> azufre tiene 16 protones en su núcleo.<br />
b) Pertenece al grupo VIA (16): significa que un átomo <strong>de</strong> azufre tiene 6 electrones<br />
en su capa <strong>de</strong> valencia.<br />
c) Está ubicado en el período 3: tiene distribuidos sus electrones en 3 capas, la<br />
número 3 es la capa <strong>de</strong> valencia (que contiene 6 electrones).<br />
Activida<strong>de</strong>s:<br />
Indica el significado <strong>de</strong> Z, número <strong>de</strong> grupo y número <strong>de</strong> período para los<br />
siguientes elementos:<br />
20Ca ; 33As; 53I<br />
Metales, no metales y metaloi<strong>de</strong>s<br />
Los elementos <strong>de</strong> la Tabla Periódica pue<strong>de</strong>n clasificarse en metales, no metales y<br />
metaloi<strong>de</strong>s.<br />
15
Todos los elementos <strong>de</strong>l lado izquierdo y la parte media <strong>de</strong> la Tabla, con excepción<br />
<strong>de</strong>l hidrógeno son elementos metálicos o metales. La mayor parte <strong>de</strong> los<br />
elementos son metales y tienen propieda<strong>de</strong>s características comunes:<br />
● brillo metálico,<br />
● conductividad térmica y eléctrica,<br />
● maleabilidad,<br />
● ductibilidad.<br />
Los metales están separados <strong>de</strong> los no metales por una línea diagonal escalonada<br />
que va <strong>de</strong>l boro al astato. El hidrógeno a pesar <strong>de</strong> estar <strong>de</strong>l lado izquierdo <strong>de</strong> la<br />
tabla, es un no metal.<br />
¿Cuáles son las características <strong>de</strong> los no metales?<br />
● No conducen la electricidad,<br />
● no son maleables<br />
● no son dúctiles.<br />
Todos los elementos que son gases a temperatura ambiente, son no metales.<br />
Muchos <strong>de</strong> los elementos que están junto a la línea que separa los metales <strong>de</strong> los no<br />
metales tienen propieda<strong>de</strong>s intermedias entre las <strong>de</strong> los metales y los no metales:<br />
son los metaloi<strong>de</strong>s.<br />
Un metaloi<strong>de</strong> tiene el mismo aspecto que un metal y posee algunas <strong>de</strong> sus<br />
propieda<strong>de</strong>s físicas, sin embargo, químicamente se comporta como un no metal.<br />
Muchos <strong>de</strong> los metaloi<strong>de</strong>s, como Si, Ge y Sb actúan como semiconductores,<br />
importantes en circuitos electrónicos <strong>de</strong> estado sólido. Los semiconductores son<br />
aislantes a temperaturas bajas pero se vuelven conductores a temperaturas<br />
superiores.<br />
16
Tema 4<br />
La composición <strong>de</strong> un compuesto está dada por su fórmula química.<br />
Composición significa no solo los elementos presentes sino también la proporción<br />
en la cual se combinan los átomos. Las fórmulas químicas que indican los tipos <strong>de</strong><br />
átomos y el número real <strong>de</strong> cada uno en una molécula, se <strong>de</strong>nominan fórmulas<br />
moleculares.<br />
Ejemplo: H2, O2, O3, H2O. Los subíndices numéricos, indican la cantidad <strong>de</strong><br />
átomos<br />
<strong>de</strong> cada elemento presentes en una molécula. Se omite el subíndice “uno” <strong>de</strong> las<br />
fórmulas. Las fórmulas moleculares son las fórmulas verda<strong>de</strong>ras <strong>de</strong> las moléculas.<br />
Las fórmulas que solo indican el menor número relativo <strong>de</strong> átomos <strong>de</strong> cada tipo en<br />
una molécula se llaman fórmulas empíricas. Éstas nos indican cuáles elementos<br />
están presentes y la relación mínima, en números enteros entre sus átomos, pero<br />
no indica, necesariamente el número real <strong>de</strong> átomos en una molécula <strong>de</strong>terminada.<br />
La palabra empírica significa que se <strong>de</strong>riva <strong>de</strong> un experimento, es <strong>de</strong>cir se<br />
<strong>de</strong>terminan experimentalmente. Los subíndices <strong>de</strong> una fórmula empírica siempre<br />
son las proporciones enteras más pequeñas.<br />
Ejemplo: Fórmula molecular <strong>de</strong>l peróxido <strong>de</strong> hidrógeno: H2O2; fórmula empírica:<br />
HO, nos indica que el H y el O están presentes en una proporción 1 : 1. Esta<br />
proporción se mantiene sea cual sea el tamaño <strong>de</strong> la muestra. Para muchas<br />
sustancias la fórmula molecular y la empírica son idénticas, como en el caso <strong>de</strong>l<br />
agua.<br />
RECUERDE: Siempre que conozcamos la fórmula molecular <strong>de</strong> un compuesto podremos<br />
<strong>de</strong>terminar su fórmula empírica, en cambio lo opuesto no se cumple, ya que necesitamos más<br />
información.<br />
Ciertos métodos <strong>de</strong> analizar sustancias, sólo conducen a la fórmula empírica, y una<br />
vez conocida la fórmula empírica, experimentos adicionales pue<strong>de</strong>n proporcionar<br />
la información necesaria para convertir la fórmula empírica en la molecular. Hay<br />
sustancias, como el carbono, que no existen como moléculas aisladas; su símbolo<br />
químico, C, es su fórmula empírica.<br />
17
Las fórmulas <strong>de</strong> los compuestos iónicos siempre son las mismas que sus fórmulas<br />
empíricas, <strong>de</strong>bido a que los compuestos iónicos no están formado por unida<strong>de</strong>s<br />
moleculares discretas.<br />
Veamos el caso <strong>de</strong>l cloruro <strong>de</strong> sodio:<br />
E j.<br />
En el NaCl existe una relación entre cationes y aniones <strong>de</strong> 1 : 1, <strong>de</strong> forma que el<br />
compuesto es eléctricamente neutro. NaCl es la fórmula empírica <strong>de</strong>l cloruro <strong>de</strong><br />
sodio. Este mismo número <strong>de</strong> iones Na + y Cl - están acomodados en una red<br />
tridimensional en la que cada ion sodio es atraído por los seis iones Cl – que le<br />
ro<strong>de</strong>an y viceversa. En los compuestos iónicos, los cationes y aniones se acomodan<br />
<strong>de</strong> tal forma, que el compuesto resulta eléctricamente neutro. Para que esto sea así,<br />
la suma <strong>de</strong> las cargas <strong>de</strong>l catión y <strong>de</strong>l anión <strong>de</strong> cada unidad <strong>de</strong> fórmula <strong>de</strong>be ser<br />
igual a cero. En la fórmula <strong>de</strong> un compuesto iónico no se muestra la carga <strong>de</strong>l<br />
catión ni <strong>de</strong>l anión.<br />
Resumiendo...<br />
● La fórmula molecular <strong>de</strong> una sustancia muestra su composición pero no muestra la forma en que<br />
están unidos sus átomos.<br />
● La fórmula estructural <strong>de</strong> una sustancia muestra la forma en que se unen los átomos,<br />
representándolos por sus símbolos químicos y empleando líneas para representar los enlaces que<br />
mantienen unidos a los átomos.<br />
18
Para obtener información acerca <strong>de</strong> una sustancia dada, necesitamos conocer su<br />
fórmula química y su nombre.<br />
Cuando eran pocos los compuestos conocidos, era posible memorizar sus nombres,<br />
muchos <strong>de</strong> los cuales se <strong>de</strong>rivaban <strong>de</strong> su aspecto físico, <strong>de</strong> sus propieda<strong>de</strong>s, <strong>de</strong> su<br />
origen o <strong>de</strong> sus aplicaciones.<br />
Por ejemplo: leche <strong>de</strong> magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía,<br />
polvo para hornear, etc.<br />
La asignación <strong>de</strong> nombres a las sustancias, se <strong>de</strong>nomina nomenclatura química,<br />
<strong>de</strong>l latín nomen: nombre y calare: llamar.<br />
Si cada una <strong>de</strong> las 10 millones <strong>de</strong> sustancias conocidas, tuviera un nombre especial,<br />
in<strong>de</strong>pendiente <strong>de</strong> todos los <strong>de</strong>más, sería muy complicado nombrarlas. Por eso para<br />
la mayor parte <strong>de</strong> las sustancias, nos apoyamos en un conjunto sistemático <strong>de</strong><br />
reglas que nos llevan a un nombre único para cada sustancia, en base a su<br />
composición.<br />
El número <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong> un átomo es la carga que resulta cuando se asignan los<br />
electrones <strong>de</strong> un enlace covalente al átomo más electronegativo. Es la carga que un<br />
átomo poseería si el enlace fuera iónico. En el HCl el número <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>l H<br />
es +I y el <strong>de</strong>l Cl es - I.<br />
Se escribe el signo <strong>de</strong>lante <strong>de</strong>l número para distinguirlos <strong>de</strong> las cargas eléctricas<br />
reales.<br />
19
Los números <strong>de</strong> oxidación no correspon<strong>de</strong>n a cargas reales <strong>de</strong> los átomos, excepto<br />
en el caso <strong>de</strong> las sustancias iónicas simples; se los <strong>de</strong>termina siguiendo una serie <strong>de</strong><br />
reglas:<br />
a) El número <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong> un elemento en su forma elemental es cero.<br />
b) El número <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong> un in monoatómico es igual a su carga.<br />
c) En los compuestos binarios (dos elementos distintos), al elemento con mayor<br />
electronegatividad se le asigna un número <strong>de</strong> oxidación igual a su carga en<br />
compuestos iónicos simples <strong>de</strong>l elemento.<br />
d) La suma <strong>de</strong> los números <strong>de</strong> oxidación es igual a cero para un compuesto<br />
eléctricamente neutro y es igual a la carga global para una especie iónica.<br />
La tabla periódica nos ayuda a asignar números <strong>de</strong> oxidación, GIA: + 1; GIIA: +<br />
II; el F es el elemento más electronegativo y siempre se encuentra en sus<br />
compuestos como - I; el oxígeno casi siempre está en sus compuestos como - II y<br />
el hidrógeno cuando está unido a un elemento más electronegativo actúa como + I<br />
y cuando está unido a un elemento menos electronegativo (la mayor parte <strong>de</strong> los<br />
metales) actúa con - I.<br />
El or<strong>de</strong>n en que aparecen escritos los elementos en una fórmula química es <strong>de</strong><br />
izquierda a <strong>de</strong>recha, <strong>de</strong> electronegativida<strong>de</strong>s crecientes; teniendo en cuenta el<br />
siguiente or<strong>de</strong>n:<br />
Metales < H < otros no metales < O < F<br />
20
Tema 5<br />
ESTEQUIOMETRÍA<br />
Masa atómica relativa o masa atómica (Ar)<br />
La masa atómica es la masa <strong>de</strong> un átomo en unida<strong>de</strong>s <strong>de</strong> masa atómica (uma).<br />
La unidad <strong>de</strong> masa atómica se <strong>de</strong>fine como la doceava parte <strong>de</strong> la masa <strong>de</strong>l isótopo<br />
12C. Al fijar la masa <strong>de</strong>l carbono-12 como 12 uma, este átomo se utiliza como<br />
referencia para medir la masa atómica <strong>de</strong> los <strong>de</strong>más elementos.<br />
Experimentalmente se pue<strong>de</strong> <strong>de</strong>terminar la masa <strong>de</strong> un átomo en relación con la<br />
masa <strong>de</strong> otro átomo utilizado como referencia. Esta masa así <strong>de</strong>terminada se<br />
<strong>de</strong>nomina masa atómica relativa y la <strong>de</strong>signaremos Ar.<br />
La masa atómica relativa es un número adimensional que expresa cuántas veces más pesado<br />
es un átomo <strong>de</strong>l elemento que la uma.<br />
El valor <strong>de</strong> la masa atómica relativa figura en la Tabla Periódica.<br />
Masa molecular relativa (Mr)<br />
Se pue<strong>de</strong> calcular la masa <strong>de</strong> las moléculas a partir <strong>de</strong> las masas atómicas <strong>de</strong> los<br />
átomos que las forman.<br />
La masa molecular relativa (para compuestos moleculares) y masa fórmula<br />
relativa (para compuestos no moleculares) es la suma <strong>de</strong> las masas atómicas<br />
relativas <strong>de</strong> los átomos que componen su fórmula. Es un número adimensional que<br />
expresa cuántas veces más pesada es la molécula consi<strong>de</strong>rada que la uma.<br />
A partir <strong>de</strong> la masa molecular se pue<strong>de</strong> <strong>de</strong>terminar la masa molar <strong>de</strong> una molécula<br />
o un compuesto. La masa relativa <strong>de</strong> un átomo o <strong>de</strong> una molécula se <strong>de</strong>termina<br />
experimentalmente con un espectrómetro <strong>de</strong> masas.<br />
Para calcularla, es necesario multiplicar las masas atómicas relativas <strong>de</strong> cada uno<br />
<strong>de</strong> los elementos, por el número <strong>de</strong> átomos <strong>de</strong> ese elemento presentes en la fórmula<br />
(es el subíndice <strong>de</strong>l elemento en la fórmula) y sumar la <strong>de</strong> todos los elementos.<br />
Por ejemplo, la masa molecular relativa <strong>de</strong>l agua se calcula:<br />
Mr (H2O) = 2x Ar (H) + Ar (O)<br />
Mr (H2O) = 2x 1,008 + 16 = 18,016<br />
El mol<br />
El mol es la unidad utilizada por los químicos para expresar gran<strong>de</strong>s cantida<strong>de</strong>s <strong>de</strong><br />
átomos, iones y moléculas. En el sistema SI el mol es la cantidad <strong>de</strong> sustancia que<br />
contiene tantas entida<strong>de</strong>s elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como<br />
21
átomos hay exactamente en 12 gramos <strong>de</strong>l isótopo <strong>de</strong> 12C.<br />
Experimentalmente se ha <strong>de</strong>terminado que el número <strong>de</strong> átomos que hay en<br />
esta cantidad <strong>de</strong> 12 C es <strong>de</strong> 6,0221367 x 10 23 . Este número recibe el nombre <strong>de</strong><br />
Número <strong>de</strong> Avogadro en honor a Ama<strong>de</strong>o Avogadro. A los fines <strong>de</strong>l cálculo<br />
usaremos el valor <strong>de</strong> NA = 6,022x10 23 .<br />
Masa molar<br />
La masa molar (M) es la masa en gramos <strong>de</strong> un mol <strong>de</strong> partículas. Es<br />
numéricamente igual a la masa atómica relativa o a la masa molecular relativa pero<br />
expresada en unida<strong>de</strong>s <strong>de</strong> g/mol.<br />
M = Ar g/mol<br />
M = Mr g/mol<br />
Si se conoce la masa atómica <strong>de</strong> un elemento también se conoce su masa molar.<br />
Si se conoce la masa molecular <strong>de</strong> un compuesto, también se conoce su masa<br />
molar.<br />
Para la interconversión <strong>de</strong> masas, moles, números <strong>de</strong> partículas y volumen se<br />
pue<strong>de</strong>n utilizar las siguientes relaciones:<br />
La masa molar y el número <strong>de</strong> Avogadro se emplean como factores <strong>de</strong> conversión<br />
para convertir: gramos → moles → número <strong>de</strong> átomos o <strong>de</strong> moléculas como así<br />
también calcular la masa <strong>de</strong> un solo átomo.<br />
Volumen molar normal<br />
El volumen ocupado por un mol <strong>de</strong> cualquier gas en condiciones normales <strong>de</strong><br />
presión y temperatura es el mismo y se conoce como volumen molar normal<br />
(Vm,0). Este tiene un valor <strong>de</strong> 22,414 litros.<br />
Para los cálculos se consi<strong>de</strong>rará Vm,0 = 22,4L.<br />
El volumen molar normal se emplea como factor <strong>de</strong> conversión, en el caso <strong>de</strong><br />
gases en condiciones normales <strong>de</strong> presión y temperatura, para convertir masa,<br />
moles y número <strong>de</strong> átomos o moléculas en volumen y viceversa.<br />
22
Cálculos estequiométricos a partir <strong>de</strong> fórmulas.<br />
La fórmula <strong>de</strong> una sustancia brinda una información muy valiosa <strong>de</strong> la que se<br />
pue<strong>de</strong>n<br />
obtener factores <strong>de</strong> conversión apropiados.<br />
Por ejemplo la fórmula Cl2 representa:<br />
De esta información se <strong>de</strong>ducen un gran número <strong>de</strong> factores unitarios, llamados<br />
así porque son cantida<strong>de</strong>s equivalentes.<br />
Composición porcentual<br />
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa <strong>de</strong> cada elemento<br />
presente en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa<br />
<strong>de</strong> cada elemento contenida en un mol <strong>de</strong>l compuesto y la masa molar <strong>de</strong>l<br />
compuesto, se multiplica por 100%.<br />
23
Ejemplo: en un mol <strong>de</strong> peróxido <strong>de</strong> hidrógeno (H 2O 2) hay dos moles <strong>de</strong> átomos <strong>de</strong> H y dos moles <strong>de</strong> átomos <strong>de</strong><br />
O. Las masas molares <strong>de</strong> H 2O 2, H y O son 34,02 g, 1,008 g y 16,00 g respectivamente. Por lo tanto la<br />
composición porcentual <strong>de</strong>l H 2O 2 se calcula como sigue:<br />
24
Tema 6<br />
Reacciones Químicas<br />
Las reacciones químicas siempre implican el cambio <strong>de</strong> una o más sustancias a<br />
una o más sustancias diferentes. Son la manifestación <strong>de</strong> un fenómeno químico.<br />
También po<strong>de</strong>mos <strong>de</strong>cir que implican el reagrupamiento <strong>de</strong> átomos o <strong>de</strong> iones para<br />
formar otra u otras sustancias. Las sustancias <strong>de</strong> las que se parte se <strong>de</strong>nominan<br />
reactivos o reactantes y aquellas que se forman, productos <strong>de</strong> la reacción.<br />
Las ecuaciones químicas son las representaciones gráficas <strong>de</strong> las reacciones<br />
químicas y se usan para <strong>de</strong>scribirlas. Nos informan no solamente sobre los<br />
reactivos y productos, sino también sobre las cantida<strong>de</strong>s relativas <strong>de</strong> las sustancias<br />
implicadas.<br />
Las ecuaciones químicas <strong>de</strong>ben estar ajustadas (balanceadas) con el fin <strong>de</strong> que<br />
cumplan con la Ley <strong>de</strong> Conservación <strong>de</strong> la Masa, es <strong>de</strong>cir con la Ley <strong>de</strong> Lavoisier;<br />
<strong>de</strong> esta manera <strong>de</strong>bemos tener en cuenta que el número <strong>de</strong> cada clase <strong>de</strong> átomos<br />
<strong>de</strong>be ser igual en ambos miembros <strong>de</strong> la ecuación.<br />
Toda ecuación siempre está planteada consi<strong>de</strong>rando que ocurre en CNPT y<br />
con reactivos y productos 100% puros<br />
Tomemos como ejemplo la siguiente reacción <strong>de</strong> obtención <strong>de</strong> gas hidrógeno:<br />
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)<br />
Los números que se utilizan para balancear la ecuación se <strong>de</strong>nominan coeficientes<br />
estequiométricos.<br />
Para ajustar o balancear cualquier ecuación, utilizamos el método algebraico, que<br />
consiste en colocar <strong>de</strong>lante <strong>de</strong> las fórmulas <strong>de</strong> reactivos y productos, números que<br />
son los coeficientes estequiométricos, que <strong>de</strong>beremos multiplicar por los<br />
subíndices <strong>de</strong> cada elemento en las fórmulas, para igualar la cantidad y tipos <strong>de</strong><br />
átomos en ambos miembros <strong>de</strong> la ecuación.<br />
Analicemos toda la información que nos proporciona esta ecuación química y<br />
luego éste será el análisis que <strong>de</strong>berán hacer frente a cualquier otra ecuación<br />
química ya que será <strong>de</strong> suma utilidad:<br />
25
Zn (s) + 2 HCl (ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g)<br />
Relación molar : 1mol + 2 mol →1 mol + 1 mol<br />
Relación en masa: 65,37 g + 2 x 36,45 g → 136,27 g + 2 g<br />
Relación en volumen 22,4 L <strong>de</strong> H2<br />
Relación en nº <strong>de</strong> partículas: 6,022x10 23 + 2x 6,022x10 23 → 6,022x10 23 + 6,022x10 23<br />
átomos moléculas UF moléculas<br />
Estequiometría <strong>de</strong> reacciones<br />
La <strong>de</strong>scripción <strong>de</strong> las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en<br />
una reacción química (reactivos y productos) se <strong>de</strong>nomina estequiometría <strong>de</strong><br />
reacción.<br />
Las ecuaciones químicas pue<strong>de</strong>n ser utilizadas como fuente <strong>de</strong> información para<br />
cálculos estequiométricos.<br />
Veamos el siguiente problema como ejemplo:<br />
Calcule la masa <strong>de</strong> Cl 2 (g) que se combinará con 4.77g <strong>de</strong> H 2 (g) para formar HCl (g).<br />
Sugerimos seguir los siguientes pasos:<br />
1. Leer atentamente el enunciado y escriba la ecuación química ajustada.<br />
2. Expresar las relaciones <strong>de</strong> masas <strong>de</strong> los reactivos<br />
3. Plantear el factor estequiométrico (unitario) a utilizar en la resolución.<br />
4. Aplicar la expresión matemática:<br />
Resolución:<br />
Cl 2 (g) + H 2 (g) → 2 HCl (g)<br />
71 g 2 g<br />
Dato: masa <strong>de</strong> H 2 = 4.77 g<br />
Incógnita: X= masa <strong>de</strong> Cl 2 g<br />
Factor estequiométrico: 71g <strong>de</strong> Cl 2<br />
2 g <strong>de</strong> H 2<br />
Este resultado nos informa que 169.33 g Cl2 (g) se combinarán con 4.77 g <strong>de</strong> H2 (g), para dar HCl (g).<br />
26
Reactivo limitante<br />
Sabemos que los reactivos intervienen o reaccionan en <strong>de</strong>terminadas proporciones,<br />
sin embargo, en numerosas ocasiones las cantida<strong>de</strong>s <strong>de</strong> reactivos o reaccionantes<br />
<strong>de</strong> que partimos no están en esa proporción <strong>de</strong> manera que la cantidad <strong>de</strong> uno <strong>de</strong><br />
ellos se consume totalmente en tanto que hay exceso <strong>de</strong> otro. El reactivo que<br />
reacciona completamente y, por tanto, se agota, recibe el nombre <strong>de</strong> reactivo<br />
limitante (RL) y el otro es el reactivo en exceso (REx). Como norma general<br />
diremos que es preciso i<strong>de</strong>ntificar cuál es el R. L. para po<strong>de</strong>r resolver un problema,<br />
cada vez que se <strong>de</strong>n datos <strong>de</strong> cantida<strong>de</strong>s presentes para más <strong>de</strong> uno <strong>de</strong> los<br />
reactivos.<br />
Ejemplo:<br />
El hexafluoruro <strong>de</strong> azufre se produce mediante la combustión <strong>de</strong>l azufre en atmósfera <strong>de</strong> flúor:<br />
S + 3 F 2 (g) → SF 6 (g)<br />
Si se hacen reaccionar 4 moles <strong>de</strong> S con 20 moles <strong>de</strong> <strong>de</strong> F 2. a) ¿Cual es el reactivo limitante? b) ¿Cuanto<br />
<strong>de</strong>l reactivo en exceso (en moles) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?<br />
Pasos que te sugerimos seguir:<br />
1- Escribe la ecuación química balanceada.<br />
2- Detalla las relaciones <strong>de</strong> cantida<strong>de</strong>s que crees vas a necesitar, en este caso moles<br />
3-Teniendo en cuenta los datos <strong>de</strong>l problema sobre cantida<strong>de</strong>s <strong>de</strong> reactivos, halla la relación<br />
estequiométrica (es la proporcionada por la ecuación química) <strong>de</strong> los mismos.<br />
4- Halla <strong>de</strong>l mismo modo la relación disponible (es la <strong>de</strong> datos <strong>de</strong>l problema).<br />
5- Compara ambos y <strong>de</strong>termina el RL (aquel que da la menor relación matemática) y el REx<br />
6- Con la cantidad correspondiente al RL calcula los ítems <strong>de</strong> estequiometría, como lo hacías en otros<br />
ejercicios.<br />
S + 3 F 2 (g) → SF 6 (g)<br />
Relación <strong>de</strong> moles 1 mol 3mol 1 mol<br />
Relación estequiométrica Relación disponible<br />
1 mol <strong>de</strong> S<br />
3 mol <strong>de</strong> F 2<br />
4 mol S = 1 mol S<br />
20 mol F 2 5 mol F 2<br />
Del análisis se <strong>de</strong>duce que el RL es S y el REx es el F 2 ,<br />
Si restamos los moles que reaccionan <strong>de</strong> los moles totales <strong>de</strong> F 2, tendremos los moles en exceso.<br />
Moles <strong>de</strong> F 2 que reaccionaron: 3 mol <strong>de</strong> F 2 x 4 mol <strong>de</strong> S = 12 mol <strong>de</strong> F 2<br />
1 mol <strong>de</strong> S<br />
Moles en exceso <strong>de</strong> F 2 = moles totales <strong>de</strong> F 2 − moles consumidos <strong>de</strong> F 2 = 20 - 12 = 8 moles <strong>de</strong> F 2<br />
27
Introducción<br />
Anexo<br />
Formulación y nomenclatura química inorgánica<br />
Sabemos que toda la materia existente es el resultado <strong>de</strong> combinaciones <strong>de</strong> los<br />
elementos <strong>de</strong> la Tabla Periódica. Actualmente se conocen millones <strong>de</strong> compuestos<br />
químicos y cada uno <strong>de</strong> ellos tiene un nombre que lo i<strong>de</strong>ntifica.<br />
A muchos compuestos se les dieron nombres comunes antes que se conocieran sus<br />
composiciones, por ejemplo: agua, azúcar, sal. A lo largo <strong>de</strong> los años, los químicos<br />
diseñaron un sistema a<strong>de</strong>cuado para nombrar las sustancias químicas. Un nombre<br />
sistemático revela los elementos presentes en un compuesto y, en algunos casos, cómo<br />
están dispuestos los átomos. La nomenclatura sistemática <strong>de</strong> los compuestos recibe el<br />
nombre <strong>de</strong> nomenclatura química y sigue un conjunto <strong>de</strong> reglas.<br />
En 1921, se reunieron por primera vez, un grupo <strong>de</strong> químicos que pertenecían a la<br />
Comisión <strong>de</strong> Nomenclatura <strong>de</strong> Química Inorgánica <strong>de</strong> la IUPAC (Asociación Internacional<br />
<strong>de</strong> Química Pura y Aplicada) y <strong>de</strong>sarrollaron reglas para nombrar a los compuestos<br />
inorgánicos. Estas reglas son revisadas y actualizadas periódicamente.<br />
Las normas que propone la IUPAC no son obligatorias en sentido estricto, pero es<br />
recomendable ajustarnos cada vez más a ellas e ir abandonando otros sistemas <strong>de</strong><br />
nomenclatura más antiguos aun vigentes. Con la ayuda <strong>de</strong> algunas reglas nemotécnicas<br />
apren<strong>de</strong>rás a escribir y nombrar los compuestos inorgánicos siguiendo las normas <strong>de</strong> la<br />
IUPAC, pero como las otras nomenclaturas están muy arraigadas (pero en <strong>de</strong>suso en<br />
textos científicos), también las presentaremos en algunos casos.<br />
La fórmula química. Tipos <strong>de</strong> fórmulas<br />
La composición <strong>de</strong> un compuesto está dada por su fórmula química. Composición<br />
significa no solo los elementos presentes sino también la proporción en la cual se<br />
combinan los átomos. Hay tres tipos principales <strong>de</strong> fórmulas químicas:<br />
1. Fórmula empírica<br />
2. Fórmula molecular<br />
3. Fórmula estructural<br />
En el tema 4, se estudió las diferencias entre los distintos tipos <strong>de</strong> formulas.<br />
28
Sustancias simples<br />
Son aquellas sustancias cuyas moléculas están formadas por átomos idénticos. En el caso<br />
<strong>de</strong> elementos que son gases, suelen encontrarse en forma diatómica (N2, H2, O2). A veces<br />
ciertos elementos se presentan en agrupaciones <strong>de</strong> distinto número <strong>de</strong> átomos, son las<br />
formas alotrópicas <strong>de</strong>l elemento, (O2, O3). Otras sustancias simples forman re<strong>de</strong>s <strong>de</strong> un<br />
gran número <strong>de</strong> átomos. Tal es el caso <strong>de</strong> los metales (en los que existe el enlace<br />
metálico) y <strong>de</strong> otras sustancias simples como el grafito, el diamante, el silicio, etc. Estas<br />
sustancias se representan mediante el símbolo <strong>de</strong>l elemento; es <strong>de</strong>cir, el símbolo Al,<br />
representa un elemento, pero también la sustancia simple: el metal aluminio. Con el<br />
símbolo Sb representamos el elemento antimonio y también el metaloi<strong>de</strong> antimonio.<br />
Los gases nobles son gases monoatómicos y se representan mediante el símbolo <strong>de</strong>l<br />
elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe.<br />
Nomenclatura sistemática<br />
Se usan prefijos (di, tri, tetra, etc.) <strong>de</strong>lante <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l elemento para indicar la<br />
cantidad <strong>de</strong> átomos que forman la molécula.<br />
Combinaciones binarias <strong>de</strong>l hidrógeno<br />
El hidrógeno tiene un comportamiento particular: pue<strong>de</strong> ce<strong>de</strong>r fácilmente su único electrón<br />
pero también pue<strong>de</strong> aceptar un electrón <strong>de</strong> otro átomo y adquirir la configuración<br />
electrónica <strong>de</strong>l helio. De acuerdo con este comportamiento, en sus combinaciones<br />
binarias, a veces actúa con número <strong>de</strong> oxidación +I y otras veces, con número <strong>de</strong><br />
oxidación –I.<br />
Hidrácidos<br />
Son combinaciones <strong>de</strong>l hidrógeno con fluor, cloro, bromo, yodo, azufre, selenio y teluro.<br />
Estos compuestos al disolverse en agua dan soluciones ácidas. En ellos el hidrógeno<br />
representa la parte más electropositiva (número <strong>de</strong> oxidación +I) por lo tanto, los<br />
elementos con los que se combina actuarán con número <strong>de</strong> oxidación negativo.<br />
Para formular un hidrácido se escriben los símbolos <strong>de</strong> los elementos en or<strong>de</strong>n creciente<br />
<strong>de</strong> electronegativida<strong>de</strong>s (primero el hidrógeno y luego el otro no metal) y si es necesario,<br />
29
se escriben subíndices numéricos para lograr que la suma <strong>de</strong> los números <strong>de</strong> oxidación<br />
sea cero.<br />
Para nombrarlos primero se nombra el elemento más electronegativo, terminado en uro y<br />
finalmente se dice <strong>de</strong> hidrógeno.<br />
(raíz <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l elemento)uro <strong>de</strong> hidrógeno<br />
En solución acuosa en cambio se sigue el siguiente esquema:<br />
Ácido (raíz <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l elemento)hídrico<br />
En el siguiente cuadro, te presentamos las fórmulas y los nombres <strong>de</strong> todos los hidrácidos.<br />
Hidruros metálicos<br />
Son combinaciones <strong>de</strong>l hidrógeno (actúa con número <strong>de</strong> oxidación -I) con los metales<br />
(número <strong>de</strong> oxidación positivo).La clasificación <strong>de</strong> hidruros es muy amplia y escapa los<br />
alcances <strong>de</strong> este libro, pero <strong>de</strong>s<strong>de</strong> el punto <strong>de</strong> vista <strong>de</strong> la formulación, no hay diferencias<br />
entre unos y otros.<br />
Para formular, se escribirá primero el símbolo <strong>de</strong>l metal (más electropositivo) y a<br />
continuación el símbolo <strong>de</strong>l hidrógeno (más electronegativo) y cuando sea necesario se<br />
agregarán subíndices para compensar los números <strong>de</strong> oxidación.<br />
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:<br />
Hidruro <strong>de</strong> .......(nombre <strong>de</strong>l elemento)<br />
30
Combinaciones binarias <strong>de</strong>l oxígeno<br />
Los óxidos son combinaciones binarias <strong>de</strong>l oxígeno en estado <strong>de</strong> oxidación –II con otros<br />
elementos.<br />
De acuerdo con sus propieda<strong>de</strong>s “ácido-base”, los óxidos se clasifican en:<br />
Óxidos básicos.<br />
Óxidos ácidos.<br />
Óxidos anfóteros o anfotéricos: con propieda<strong>de</strong>s <strong>de</strong> óxidos ácidos y básicos.<br />
Otros óxidos: son los que prácticamente no muestran carácter ácido ni básico.<br />
Óxidos básicos<br />
Son combinaciones <strong>de</strong>l oxígeno con los metales. El oxígeno actúa con número <strong>de</strong><br />
oxidación -II Para formular, siguiendo las recomendaciones <strong>de</strong> la IUPAC, se escribe<br />
primero el símbolo <strong>de</strong>l metal y luego el <strong>de</strong>l oxígeno y se agregan los subíndices<br />
necesarios a la <strong>de</strong>recha <strong>de</strong> los símbolos <strong>de</strong> tal manera <strong>de</strong> compensar los números <strong>de</strong><br />
oxidación y lograr que la suma algebraica <strong>de</strong> los mismos sea igual a cero.<br />
Li2O, MgO, Al2O3, SnO2<br />
Óxidos ácidos<br />
Son combinaciones <strong>de</strong>l oxígeno con no metales o con metales <strong>de</strong> transición en estados<br />
<strong>de</strong> oxidación superiores. Por ser el oxígeno el segundo elemento más electronegativo, los<br />
no metales actuarán con número <strong>de</strong> oxidación positivo. Por tanto para formular óxidos<br />
ácidos, se escribirá primero el símbolo <strong>de</strong>l no metal o metal <strong>de</strong> transición y a continuación<br />
el símbolo <strong>de</strong>l oxígeno. Luego, <strong>de</strong> ser necesario, se agregarán subíndices a la <strong>de</strong>recha <strong>de</strong><br />
los símbolos <strong>de</strong> tal manera <strong>de</strong> lograr la compensación <strong>de</strong> números <strong>de</strong> oxidación, haciendo<br />
que la suma algebraica <strong>de</strong> los mismos sea igual a cero:<br />
N2O, NO, N2O3 , NO2, N2O5<br />
Nomenclaturas Sistemáticas<br />
La IUPAC propone dos nomenclaturas para los óxidos y no distingue por su nombre un<br />
óxido básico <strong>de</strong> un óxido ácido, estas son:<br />
a) Nomenclatura Estequiométrica<br />
b) Nomenclatura <strong>de</strong> Stock.<br />
En la “nomenclatura estequiométrica” se emplean prefijos griegos: mono, di, tri, tetra, etc.<br />
para indicar las proporciones en que se encuentran los elementos en una fórmula. El<br />
prefijo mono pue<strong>de</strong> omitirse si no es necesario y no se indica <strong>de</strong>lante <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l<br />
metal o el no metal.<br />
Si el elemento metálico tiene un único estado <strong>de</strong> oxidación, no es necesario usar prefijos.<br />
Na2O óxido <strong>de</strong> sodio<br />
CaO óxido <strong>de</strong> calcio<br />
FeO monóxido <strong>de</strong> hierro<br />
Fe2O3 trióxido <strong>de</strong> dihierro<br />
32
En el caso que el metal o no metal posea más <strong>de</strong> un estado <strong>de</strong> oxidación, cuando actúe<br />
con +I pue<strong>de</strong> omitirse el prefijo mono <strong>de</strong>lante <strong>de</strong> la palabra óxido:<br />
Cu2O óxido <strong>de</strong> dicobre<br />
CuO monóxido <strong>de</strong> cobre<br />
N2O óxido <strong>de</strong> dinitrógeno<br />
NO monóxido <strong>de</strong> nitrógeno<br />
La Nomenclatura <strong>de</strong> Stock (o Numerales <strong>de</strong> Stock) nombra a los óxidos indicando la<br />
valencia <strong>de</strong>l elemento, en números romanos y entre paréntesis inmediatamente <strong>de</strong>spués<br />
<strong>de</strong>l nombre. Si en el compuesto interviene un elemento cuya valencia es constante, no es<br />
necesario indicarlo.<br />
Na2O óxido <strong>de</strong> sodio<br />
CaO óxido <strong>de</strong> calcio<br />
Cu2O óxido <strong>de</strong> cobre (I)<br />
CuO óxido <strong>de</strong> cobre (II)<br />
Cl2O óxido <strong>de</strong> cloro (I)<br />
Cl2O3 óxido <strong>de</strong> cloro (III)<br />
Cl2O5 óxido <strong>de</strong> cloro (V)<br />
Cl2O7 óxido <strong>de</strong> cloro (VII)<br />
La IUPAC consi<strong>de</strong>ra no recomendable el sistema <strong>de</strong> nomenclatura tradicional o<br />
nomenclatura “antigua”, todavía en uso, que emplea sufijos oso o ico para indicar que el<br />
elemento combinado con el oxígeno actúa con el menor o el mayor número <strong>de</strong> oxidación<br />
respectivamente.<br />
Utilizaremos preferentemente la nomenclatura <strong>de</strong> Stock para óxidos básicos y la<br />
nomenclatura estequiométrica para óxidos ácidos.<br />
Nomenclatura Tradicional<br />
Óxidos Básicos<br />
Para metales con un único estado <strong>de</strong> oxidación se nombran con la siguiente secuencia:<br />
K2O óxido <strong>de</strong> potasio<br />
SrO óxido <strong>de</strong> estroncio<br />
Al2O3 óxido <strong>de</strong> aluminio<br />
Óxido <strong>de</strong> ...( nombre <strong>de</strong>l elemento)<br />
Para metales con dos estados <strong>de</strong> oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para<br />
el menor estado <strong>de</strong> oxidación; ico para el mayor estado <strong>de</strong> oxidación.<br />
33
Cu2O óxido cuproso<br />
CuO oxido cúprico<br />
SnO óxido estannoso<br />
SnO2 óxido estánnico<br />
Óxidos Ácidos<br />
Se los <strong>de</strong>signa como anhídridos, siguiendo la siguiente secuencia:<br />
Cuando el no metal tiene un único estado <strong>de</strong> oxidación:<br />
CO2 anhídrido carbónico<br />
B2O3 anhídrido bórico<br />
Anhídrido...( raíz <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l elemento) ico<br />
Cuando el no metal tiene dos estados <strong>de</strong> oxidación:<br />
SO2 anhídrido sulfuroso<br />
SO3 anhídrido sulfúrico<br />
En el caso <strong>de</strong> los halógenos, que tienen cuatro estados <strong>de</strong> oxidación:<br />
Cl2O anhídrido hipocloroso<br />
Cl2O3 anhídrido cloroso<br />
Cl2O5 anhídrido clórico<br />
Cl2O7 anhídrido perclórico<br />
OXOACIDOS<br />
Son compuestos con propieda<strong>de</strong>s ácidas que contienen oxígeno en su molécula y<br />
respon<strong>de</strong>n a una fórmula general <strong>de</strong>l tipo HaXbOc .<br />
En la que X representa un no metal o metal <strong>de</strong> transición en un estado <strong>de</strong> oxidación<br />
elevado, el hidrógeno actúa con estado <strong>de</strong> oxidación +I y el oxígeno con número <strong>de</strong><br />
oxidación +II.<br />
34
Esta fórmula general respon<strong>de</strong> a la recomendación <strong>de</strong> la IUPAC, <strong>de</strong> escribir los símbolos<br />
<strong>de</strong> los elementos <strong>de</strong> una fórmula química en or<strong>de</strong>n creciente <strong>de</strong> sus electronegativida<strong>de</strong>s<br />
(el menos electronegativo a la izquierda).<br />
Para formular correctamente un oxoácido habrá que conocer en primer lugar el estado <strong>de</strong><br />
oxidación <strong>de</strong>l átomo X, si es un número impar, correspon<strong>de</strong>rá un número impar <strong>de</strong><br />
hidrógenos (subíndice a ), y este será 1 (el menor número impar); en caso <strong>de</strong> que el<br />
estado <strong>de</strong> oxidación sea un número par, el subíndice a, también será par, en este caso<br />
será 2 (el menor número par).<br />
Esto es válido para oxoácidos sencillos.<br />
Por ser el oxígeno el elemento más electronegativo, será el único con estado <strong>de</strong> oxidación<br />
negativo, por lo tanto los números <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong> X y H serán siempre positivos.<br />
Entonces, teniendo en cuenta que la sumatoria <strong>de</strong> los números <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>be dar<br />
cero, el próximo paso será encontrar el valor <strong>de</strong>l subíndice c <strong>de</strong>l oxígeno, y éste <strong>de</strong>berá ser<br />
tal que al multiplicar por –II (estado <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>l oxígeno) compense la sumatoria <strong>de</strong><br />
números <strong>de</strong> oxidación positivos. Tomemos los oxoácidos <strong>de</strong>l cloro como ejemplo:<br />
El cloro pue<strong>de</strong> actuar con los siguientes estados <strong>de</strong> oxidación: -I, +I, +III, +V, +VII.<br />
Al estado <strong>de</strong> oxidación –I, lo <strong>de</strong>scartamos para oxoácidos por lo explicado en el párrafo<br />
anterior.<br />
Nomenclatura<br />
Para nombrar los oxoácidos utilizaremos la nomenclatura tradicional admitida como<br />
correcta por la IUPAC y también la nomenclatura sistemática <strong>de</strong> Stock.<br />
Nomenclatura tradicional<br />
Emplea sufijos -oso, -ico y prefijos hipo-, per- para i<strong>de</strong>ntificar un <strong>de</strong>terminado estado<br />
<strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong> un elemento.<br />
Cuando un elemento presenta dos estados <strong>de</strong> oxidación, se utiliza la terminación<br />
oso para señalar aquel compuesto en que el elemento actúa con el menor número<br />
<strong>de</strong> oxidación y se emplea la terminación ico para señalar que el elemento consi<strong>de</strong>rado<br />
E<br />
35
está en el mayor estado <strong>de</strong> oxidación.<br />
H2SO3 : ácido sulfuroso ; H2SO4 : ácido sulfúrico<br />
Cuando el elemento pue<strong>de</strong> actuar con más <strong>de</strong> dos estados <strong>de</strong> oxidación, caso <strong>de</strong> los<br />
halógenos, se utilizan los prefijos hipo y per.<br />
El prefijo hipo para indicar que el elemento en cuestión está en un estado <strong>de</strong> oxidación<br />
más bajo que el ácido <strong>de</strong> referencia ( hipo......oso indica menos que......oso).<br />
El prefijo per se ocupa para indicar que el elemento en cuestión tiene un número <strong>de</strong><br />
oxidación más alto que el ácido terminado en ico. (per...ico indica más que ....ico).<br />
HClO ácido hipocloroso,<br />
HClO2 ácido cloroso,<br />
HClO3 ácido clórico,<br />
HClO4 ácido perclórico<br />
Nomenclatura sistemática (<strong>de</strong> Stock)<br />
En las nomenclaturas sistemáticas se omiten las terminaciones oso, ico, o los prefijos<br />
hipo, per. Al nombrar los oxoácidos se indica el estado <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>l átomo central y el<br />
número <strong>de</strong> átomos <strong>de</strong> oxígeno (mediante prefijos: mono, di, tri, tetra, etc.), quedando así,<br />
automáticamente fijado el número <strong>de</strong> átomos <strong>de</strong> hidrógeno <strong>de</strong> la molécula. Cuando el<br />
átomo central es un elemento con un único estado <strong>de</strong> oxidación no es necesario indicar su<br />
estado <strong>de</strong> oxidación. El prefijo mono pue<strong>de</strong> omitirse.<br />
Se sigue la siguiente secuencia:<br />
(mono, di, tri, etc.) oxo ..raíz <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l elemento... ato ( número <strong>de</strong> oxidación<br />
en numero romano) <strong>de</strong> hidrógeno<br />
El prefijo mono pue<strong>de</strong> omitirse.<br />
HClO oxoclorato (I) <strong>de</strong> hidrógeno<br />
36
HClO2 dioxoclorato (III) <strong>de</strong> hidrógeno<br />
HClO3 trioxoclorato (V) <strong>de</strong> hidrógeno<br />
HClO4 tetraoxoclorato (VII) <strong>de</strong> hidrógeno<br />
H2SO3 trioxoclorato (IV) <strong>de</strong> hidrógeno<br />
H2SO4 tetraoxosulfato (VI) <strong>de</strong> hidrógeno<br />
La nomenclatura estequiométrica no es tan utilizada, en la práctica, para oxoácidos<br />
H2SO4 tetraoxosulfato <strong>de</strong> dihidrógeno<br />
HNO3 trioxonitrato <strong>de</strong> hidrógeno<br />
Iones<br />
Un ion es un átomo o un grupo <strong>de</strong> átomos que tiene una carga neta positiva o negativa.<br />
Iones positivos (cationes)<br />
Cuando un átomo pier<strong>de</strong> electrones <strong>de</strong> valencia adquiere una carga positiva neta.<br />
Los iones con carga positiva, reciben el nombre <strong>de</strong> cationes. Los iones que se forman a<br />
partir <strong>de</strong> un solo átomo se llaman iones monoatómicos.<br />
a) Los cationes que se forman a partir <strong>de</strong> átomos metálicos tienen el mismo nombre que<br />
el metal.<br />
Na + : ion sodio; Zn 2+ : ion cinc; Al 3+ : ion aluminio<br />
b) Si un metal pue<strong>de</strong> formar iones con diferentes cargas, la carga positiva se indica con<br />
un número romano entre paréntesis <strong>de</strong>spués <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l metal.<br />
Fe 2+ : ion hierro(II) ; Fe 3+ : ion hierro (III); Cu + : ion cobre (I); Cu 2+ : ion cobre (II)<br />
La mayor parte <strong>de</strong> los metales que tienen carga variable son metales <strong>de</strong> transición.<br />
Método antiguo: Fe 2+ : ion ferroso; Fe 3+ . ion férrico<br />
c) Los cationes poliatómicos formados a partir <strong>de</strong> átomos no metálicos, tienen nombres<br />
que terminan en - io -<br />
NH4 + : ion amonio ; H3O + : ion hidronio.<br />
Iones negativos (aniones)<br />
Se llaman aniones, a las especies químicas cargadas negativamente. Los aniones más<br />
simples son los monoatómicos que proce<strong>de</strong>n <strong>de</strong> la ganancia <strong>de</strong> uno o más electrones por<br />
parte <strong>de</strong> un elemento electronegativo.<br />
37
a) Los aniones monoatómicos se nombran cambiando la terminación <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l<br />
elemento por - uro - . En el caso <strong>de</strong>l oxígeno, la terminación es - ido - :<br />
H - : ion hidruro ; O 2- : ion óxido ; N 3- : ion nitruro<br />
Algunos aniones poliatómicos sencillos, tienen también nombres que llevan estas<br />
Terminaciones: OH - : ion hidróxido; CN - . ion cianuro , O2 2- : ion peróxido<br />
b) Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno, tienen nombres que terminan en -ato<br />
o ito-. Estos aniones se llaman oxoaniones u oxianiones. La terminación ato indica el<br />
mayor estado <strong>de</strong> oxidación; ito, el menor estado <strong>de</strong> oxidación. Se emplean prefijos cuando<br />
la serie <strong>de</strong> oxoaniones <strong>de</strong> un elemento se extien<strong>de</strong> a cuatro miembros, como los<br />
halógenos. El prefijo – per – indica un átomo <strong>de</strong> oxígeno más que el oxoanión que termina<br />
en ato.<br />
El prefijo – hipo – indica un átomo <strong>de</strong> oxígeno menos que el oxoanión que termina en ito.<br />
La mayoría <strong>de</strong> los aniones poliatómicos se pue<strong>de</strong> consi<strong>de</strong>rar que proce<strong>de</strong>n <strong>de</strong> un ácido<br />
que ha perdido o cedido sus hidrógenos. Se suprime la palabra ácido y se reemplaza por<br />
la palabra ion.<br />
c) Los aniones que se obtienen agregando H + a un oxoanión, se <strong>de</strong>signan agregando<br />
como prefijo la palabra hidrógeno o dihidrógeno.<br />
CO3 2- : ion carbonato ; HCO3 - : ion hidrógenocarbonato<br />
PO4 3- : ion fosfato ; H2PO4 3- : ion dihidrógenofosfato.<br />
Nomenclatura sistemática<br />
Se sigue la siguiente secuencia:<br />
Ion ....(mono, di, tri, tetra, etc.) oxo(raíz <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l elemento) ato(en número<br />
romano y entre paréntesis, el estado <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>l elemento).<br />
El prefijo mono se pue<strong>de</strong> omitir.<br />
ClO - ion oxoclorato (I)<br />
ClO2 - ion dioxoclorato (III)<br />
ClO3 - ion trioxoclorato (V)<br />
ClO4 - ion tetraoxoclorato (VII)<br />
38
Hidróxidos<br />
Son compuestos formados por la combinación <strong>de</strong>l ion hidróxido (OH - ) con diversos<br />
cationes metálicos. Estos compuestos son también llamados bases, <strong>de</strong>bido al carácter<br />
básico <strong>de</strong>l ion hidróxido (ten<strong>de</strong>ncia a reaccionar con iones hidrógeno para formar agua).<br />
Para nombrar los hidróxidos la IUPAC aconseja utilizar la nomenclatura <strong>de</strong> Stock o la<br />
estequiométrica.<br />
La nomenclatura tradicional emplea las terminaciones oso, ico.<br />
Cuando el elemento metálico actúa con estado <strong>de</strong> oxidación +I, no se <strong>de</strong>be indicar entre<br />
paréntesis el ion hidróxido.<br />
Si el elemento metálico tiene un único estado <strong>de</strong> oxidación, no es necesario indicarlo con<br />
número romano entre paréntesis (en la nomenclatura <strong>de</strong> Stock), porque está<br />
sobreentendido.<br />
Utilizaremos preferentemente la nomenclatura <strong>de</strong> Stock para nombrar hidróxidos.<br />
39
Para formular un hidróxido a partir <strong>de</strong> su nombre, bastará con escribir el símbolo <strong>de</strong>l metal<br />
y luego tantos iones hidróxido como sean necesarios para compensar la carga <strong>de</strong>l ion<br />
positivo. En el caso <strong>de</strong> que sean necesarios dos o más iones hidróxido, habrá que usar<br />
paréntesis e indicar como subíndice la cantidad <strong>de</strong> iones hidróxido.<br />
Para formular un hidróxido a partir <strong>de</strong> su nombre, bastará con escribir el símbolo <strong>de</strong>l metal<br />
y luego tantos iones hidróxido como sean necesarios para compensar la carga <strong>de</strong>l ion<br />
positivo. En el caso <strong>de</strong> que sean necesarios dos o más iones hidróxido, habrá que usar<br />
paréntesis e indicar como subíndice la cantidad <strong>de</strong> iones hidróxido.<br />
Sales<br />
Sales binarias<br />
Son el resultado <strong>de</strong> la unión <strong>de</strong> un catión metálico y un anión monoatómicos. En estos<br />
compuestos, el no metal se presenta en un único estado <strong>de</strong> oxidación (negativo).<br />
Para formular se escribe primero el catión y luego el anión. Se agregan subíndices para<br />
lograr la electroneutralidad entre las cargas <strong>de</strong>l anión y <strong>de</strong>l catión.<br />
Para nombrarlas se utilizan las nomenclaturas sistemáticas (estequiométrica y <strong>de</strong> Stock).<br />
Nomenclatura estequiométrica<br />
Utiliza prefijos: di, tri, etc., para indicar el subíndice <strong>de</strong>l anión o <strong>de</strong>l catión en la fórmula.<br />
Al nombre <strong>de</strong>l no metal se le aña<strong>de</strong> el sufijo uro.<br />
Nomenclatura <strong>de</strong> Stock<br />
Se sigue la siguiente secuencia:<br />
(Raíz <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l no metal)...uro <strong>de</strong> (nombre <strong>de</strong>l metal) (número romano entre<br />
paréntesis para indicar el estado <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>l metal, cuando corresponda).<br />
40
Cuando el metal tiene un único estado <strong>de</strong> oxidación no es necesario indicarlo entre<br />
paréntesis.<br />
CaF2 fluoruro <strong>de</strong> calcio<br />
FeCl2 cloruro <strong>de</strong> hierro (II)<br />
FeCl3 cloruro <strong>de</strong> hierro (III)<br />
Mg3N2 nitruro <strong>de</strong> magnesio<br />
CrB boruro <strong>de</strong> cromo (III)<br />
La nomenclatura tradicional (ya en <strong>de</strong>suso) emplea sufijos oso, ico para señalar que el<br />
catión está con su menor o mayor estado <strong>de</strong> oxidación respectivamente.<br />
FeCl2 cloruro ferroso<br />
FeCl3 cloruro férrico<br />
Oxosales<br />
Son compuestos ternarios que resultan <strong>de</strong> la unión <strong>de</strong> un oxoanión y un catión. Para<br />
formular el símbolo <strong>de</strong>l metal se escribe a la izquierda <strong>de</strong>l oxoanión. Como las sales son<br />
compuestos sin carga, el número total <strong>de</strong> cargas aniónicas <strong>de</strong>be ser igual a la suma total<br />
<strong>de</strong> cargas catiónicas.<br />
Para nombrarlas, al nombre <strong>de</strong>l anión se aña<strong>de</strong> el nombre <strong>de</strong>l catión. El nombre<br />
“tradicional”, aceptado por la IUPAC utiliza sufijos ito, ato, para indicar que el elemento<br />
base <strong>de</strong>l anión actúa con el estado <strong>de</strong> oxidación inferior o superior respectivamente, en el<br />
caso <strong>de</strong> que el elemento tenga cuatro estados <strong>de</strong> oxidación se emplean prefijos hipo, para<br />
indicar el menor <strong>de</strong> todos los estados <strong>de</strong> oxidación o per, para indicar el más elevado <strong>de</strong><br />
todos.<br />
NaClO hipoclorito <strong>de</strong> sodio<br />
NaClO2 clorito <strong>de</strong> sodio<br />
NaClO3 clorato <strong>de</strong> sodio<br />
NaClO4 perclorato <strong>de</strong> sodio<br />
La nomenclatura sistemática emplea la siguiente secuencia:<br />
Prefijo (mono, di, tri, etc.)oxo(raíz <strong>de</strong>l nombre <strong>de</strong>l no metal)ato (número romano que indica<br />
el estado <strong>de</strong> oxidación, entre paréntesis, cuando corresponda) <strong>de</strong> (nombre <strong>de</strong>l metal)<br />
(número romano que indica el estado <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>l metal, entre paréntesis, cuando<br />
corresponda).<br />
NaClO monoxoclorato (I) <strong>de</strong> sodio<br />
NaClO2 dioxoclorato (III) <strong>de</strong> sodio<br />
NaClO3 trioxoclorato (V) <strong>de</strong> sodio<br />
NaClO4 tetraoxoclorato (VII) <strong>de</strong> sodio<br />
Sales Ácidas<br />
Los ácidos con más <strong>de</strong> un hidrógeno, no los ce<strong>de</strong>n a todos con igual facilidad dando lugar<br />
a la formación <strong>de</strong> iones (aniones) que todavía contienen átomos <strong>de</strong> hidrógeno.<br />
41
Cuando estos “iones ácidos” se unen a cationes metálicos se forman sales que reciben el<br />
nombre <strong>de</strong> sales ácidas.<br />
Sales Básicas (hidroxisales)<br />
Contienen el ion hidróxido y otro anión (proveniente <strong>de</strong> un ácido) junto al catión metálico.<br />
La carga <strong>de</strong>l catión se compensa con las cargas <strong>de</strong> los dos aniones.<br />
Para nombrarlas, se emplean prefijos para indicar la cantidad <strong>de</strong> iones hidróxido <strong>de</strong> la<br />
fórmula y se sigue la siguiente secuencia:<br />
(prefijo)hidroxi (nombre <strong>de</strong>l otro anión) <strong>de</strong> (nombre <strong>de</strong>l catión)(indicar entre paréntesis,<br />
con número romano el estado <strong>de</strong> oxidación <strong>de</strong>l metal, cuando correspon<strong>de</strong>)<br />
Al formular, se sugiere que el or<strong>de</strong>n en que aparecen los aniones, respete el or<strong>de</strong>n<br />
alfabético.<br />
CaCl(OH) hidroxicloruro <strong>de</strong> calcio<br />
Al(OH)SO4 hidroxisulfato <strong>de</strong> aluminio<br />
Pb(NO3)(OH) hidroxinitrato <strong>de</strong> plomo (II)<br />
Fe I (OH) hidroxiyoduro <strong>de</strong> hierro (II)<br />
Cu2 (OH)2 (SO4) dihidroxisulfato <strong>de</strong> cobre (II)<br />
Ca2 (CO3)2 (OH)2 dihidroxicarbonato <strong>de</strong> calcio<br />
42
CURSO DE NIVELACION Y AMBIENTACIÓN<br />
Serie <strong>de</strong> ejercicios<br />
43
Serie 1: Tabla periódica. Número atómico.<br />
Número <strong>de</strong> masa. Isótopos<br />
1. Escriba el símbolo a<strong>de</strong>cuado para cada uno <strong>de</strong> los siguientes isótopos:<br />
a. Z = 11, A = 23<br />
b. Z = 28; A = 64<br />
c. Z = 74; A = 186<br />
2. Determine el número <strong>de</strong> protones y neutrones en el núcleo para cada una <strong>de</strong> las<br />
siguientes especies:<br />
3. Indique el número <strong>de</strong> protones, neutrones y electrones en cada una <strong>de</strong> las siguientes<br />
especies:<br />
4. Complete los espacios en blanco <strong>de</strong> la siguiente tabla:<br />
5. Un elemento tiene 34 protones, 36 electrones y 44 neutrones. ¿De qué isótopo se<br />
trata?<br />
6. Indique cuál <strong>de</strong> las opciones es la correcta.<br />
Una partícula <strong>de</strong> 56Fe 2+ contiene<br />
a) 54 protones, 56 neutrones y 52 electrones<br />
b) 26 protones, 30 neutrones y 24 electrones<br />
c) 26 protones, 26 neutrones y 26 electrones<br />
d) 28 protones, 28 neutrones y 26 electrones<br />
e) 58 protones, 58 neutrones y 56 electrones<br />
7. Analice la siguiente tabla y responda:<br />
a) ¿Cuáles <strong>de</strong> las especies son neutras?<br />
b) ¿Cuáles están cargadas negativamente?<br />
c) ¿Cuáles tienen carga positiva?<br />
d) ¿Cuáles son los símbolos convencionales <strong>de</strong> todas las especies?<br />
44
8.<br />
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS<br />
1.- El isótopo radiactivo yodo 131 se emplea para el tratamiento <strong>de</strong> cáncer <strong>de</strong> la tiroi<strong>de</strong>s y la<br />
medición <strong>de</strong> la actividad <strong>de</strong>l hígado y el metabolismo <strong>de</strong> grasas. a) ¿Cuál es el número atómico <strong>de</strong><br />
este isótopo?. b) ¿Cuántos neutrones contienen los átomos <strong>de</strong> este isótopo?<br />
2.- ¡Es posible que tengas un poco <strong>de</strong> americio radiactivo en tu casa! El isótopo Am<br />
241<br />
95 se<br />
emplea en <strong>de</strong>tectores <strong>de</strong> humo domésticos <strong>de</strong>l tipo <strong>de</strong> ionización. a) ¿Cuántos protones están<br />
presentes encada átomo <strong>de</strong> este isótopo?. b) ¿Cuántos nuetrones contienen los átomos <strong>de</strong> este<br />
isótopo?<br />
3.- a) De los que siguen, ¿cuáles son isótopos <strong>de</strong>l mismo elemento? I<strong>de</strong>ntifica a cada elemento.<br />
X<br />
16 8 X<br />
16 7 X<br />
14 7 X<br />
14 6 X<br />
12 6<br />
b) ¿Cuál <strong>de</strong> los cinco tipos <strong>de</strong> átomos tiene el mismo número <strong>de</strong> neutrones?<br />
4.- Consultando a la tabla periódica, completa el siguiente cuadro:<br />
Símbolo nuclear Especificación<br />
literal<br />
16 7<br />
24<br />
12<br />
N<br />
Mg<br />
Yodo 128<br />
Z A N Número <strong>de</strong><br />
electrones<br />
82 207<br />
37 49<br />
45 34<br />
45
Serie 2: Nomenclatura Química Inorgánica.<br />
Normativa IUPAC<br />
1. Complete la siguiente tabla correspondiente a óxidos. Indique los nombres <strong>de</strong> óxidos<br />
básicos en nomenclatura tradicional y numeral <strong>de</strong> Stock y los nombres <strong>de</strong> óxidos ácidos<br />
en nomenclatura tradicional y estequiométrica.<br />
Nota: trabaje con la tabla <strong>de</strong>l ANEXO y en primer término consi<strong>de</strong>re la columna <strong>de</strong><br />
clasificación para po<strong>de</strong>r completar el cuadro.<br />
2. I) Formule y nombre los hidrácidos <strong>de</strong> los siguientes elementos:<br />
a) flúor<br />
b) cloro<br />
c) yodo<br />
d) azufre.<br />
II) Formule y nombre los hidruros <strong>de</strong> los siguientes elementos:<br />
a) sodio<br />
b) calcio<br />
c) litio.<br />
46
3. Formule las siguientes especies:<br />
a) ion hidróxido<br />
b) ion bromuro<br />
c) ion seleniuro<br />
d) ion nitrito<br />
e) ion carbonato<br />
f) ion tetraoxosulfato (VI)<br />
g) ion trioxoyodato (V)<br />
4. Complete la siguiente tabla correspondiente a hidróxidos<br />
5. Formule las siguientes sales binarias:<br />
a) cloruro <strong>de</strong> potasio<br />
b) sulfuro <strong>de</strong> sodio<br />
c) bromuro <strong>de</strong> cobalto (II)<br />
d) cloruro <strong>de</strong> hierro (III)<br />
e) sulfuro <strong>de</strong> aluminio<br />
6. Complete la siguiente tabla correspondiente a oxosales:<br />
7. I<strong>de</strong>ntifique la función y nombre los siguientes compuestos:<br />
47
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS<br />
1.- Dé el nombre a los siguientes compuestos:<br />
Fórmula Nombre Fórmula Nombre<br />
Na2O<br />
CaO<br />
N2O3<br />
SO2<br />
NaCl<br />
Al2O3<br />
AlF3<br />
CoSe<br />
NaNO3<br />
Ca(ClO3)2<br />
Bi(NO3)3<br />
Fe2O3<br />
Mg(OH)2<br />
Fe(ClO4)3<br />
CaSiO3<br />
Na2SO3<br />
Fe(OH)3<br />
Ni2(SO4)3<br />
P2O5<br />
Na3PO4<br />
As2O3<br />
Ni(OH)2<br />
PbSO4<br />
KNO2<br />
N2O5<br />
Co2O3<br />
Ni2S3<br />
K2Te<br />
PbI2<br />
ScBr3<br />
KCl<br />
Cr2(SO4)3<br />
Mn(OH)2<br />
K MnO4<br />
48
2.- Formule los siguientes compuestos:<br />
Nombre Fórmula Nombre Fórmula<br />
Óxido <strong>de</strong> sodio<br />
Hidróxido <strong>de</strong> calcio<br />
Ácido clorhídrico<br />
Cloruro <strong>de</strong> hidrógeno<br />
Óxido <strong>de</strong> hierro (II)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> cobalto (III)<br />
Óxido <strong>de</strong> hierro (III)<br />
Anhídrido carbónico<br />
Ácido cloroso<br />
Bromuro <strong>de</strong> níquel (II)<br />
Ácido nítrico<br />
Ácido sulfuroso<br />
Anhídrido sulfúrico<br />
Cloruro <strong>de</strong> cobalto (III)<br />
Seleniuro <strong>de</strong> estroncio<br />
Bromuro <strong>de</strong> hidrógeno<br />
Ácido bromhídrico<br />
Anhídrido brómico<br />
Seleniuro <strong>de</strong> níquel (III)<br />
Ácido carbónico<br />
Sulfuro <strong>de</strong> hidrógeno<br />
Ácido sulfhídrico<br />
3.- Formule los siguientes iones:<br />
Carbonato <strong>de</strong> calcio<br />
Hipobromito <strong>de</strong> sodio<br />
Yodato <strong>de</strong> hierro (II)<br />
Sulfato <strong>de</strong> cobre (II)<br />
Perbromato <strong>de</strong> litio<br />
Hidróxido <strong>de</strong> sodio<br />
Seleniuro <strong>de</strong> hidrógeno<br />
Ácido sulfúrico<br />
Ácido hipobromoso<br />
Ácido peryódico<br />
Yoduro <strong>de</strong> cinc<br />
Telururo <strong>de</strong> estroncio<br />
Ácido nitroso<br />
Sulfato <strong>de</strong> níquel (II)<br />
Nitrato <strong>de</strong> cobre (II)<br />
Clorato <strong>de</strong> sodio<br />
Nitrato <strong>de</strong> calcio<br />
Sulfito <strong>de</strong> sodio<br />
Carbonato <strong>de</strong> litio<br />
Perclorato <strong>de</strong> plomo (II)<br />
Ácido perclórico<br />
Hidróxido <strong>de</strong> calcio<br />
Nombre Fórmula Nombre Fórmula<br />
Ion hidrógeno<br />
Ion sodio<br />
Ion calcio<br />
Ion hierro (II)<br />
Ion sulfito<br />
Ion carbonato<br />
Ion hipoyodito<br />
Ion fluoruro<br />
49
Ion cobre (II)<br />
Ion cloruro<br />
Ion sulfuro<br />
Ion nitrito<br />
Ion clorato<br />
Ion telururo<br />
Ion clorato<br />
Ion perclorato<br />
Ion fosfato<br />
Ion cromato<br />
Ion permanganato<br />
Ion manganato<br />
Ion cromato<br />
Ion sulfato<br />
50
Serie 3: estequiometria I<br />
1. Averigüe para el elemento oxígeno:<br />
a) la masa atómica relativa<br />
b) la masa molar<br />
c) la cantidad <strong>de</strong> átomos presentes en un mol <strong>de</strong> átomos<br />
2. Averigüe para el oxígeno molecular:<br />
a) la masa molecular relativa<br />
b) la masa molar<br />
c) la cantidad <strong>de</strong> moléculas presentes en un mol<br />
d) el volumen que ocupará en CNPT el mol <strong>de</strong> gas<br />
e) la cantidad <strong>de</strong> átomos presentes en un mol <strong>de</strong> gas<br />
3. Qué masa en gramos tendrán:<br />
a) 3 moles <strong>de</strong> ácido sulfúrico (H2SO4 )<br />
b) 4,5 x 10 24 moléculas <strong>de</strong> dióxido <strong>de</strong> carbono (CO2)<br />
4. Averigüe la masa en g <strong>de</strong>:<br />
a) un átomo <strong>de</strong> cloro<br />
b) una molécula <strong>de</strong> cloro<br />
c) 25,3 L <strong>de</strong> cloro en CNTP<br />
5. ¿Cuántos átomos <strong>de</strong> a) nitrógeno y cuántos <strong>de</strong> b) oxígeno hay en 3 x 10 25 moléculas <strong>de</strong><br />
trióxido <strong>de</strong> dinitrógeno?<br />
6. Un adulto necesita en su dieta 18 mg <strong>de</strong> hierro. Averigüe cuántos átomos son<br />
necesarios incorporar al organismo.<br />
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS<br />
1. Calcule la masa molecular relativa y la masa molar <strong>de</strong>l HNO3.<br />
2. Determine el número <strong>de</strong> moléculas presentes en: a) 0,5 rnol <strong>de</strong> H20; b) 8,0 g <strong>de</strong> SO2; c) 4,48 en<br />
CNPT <strong>de</strong> gas i<strong>de</strong>al.<br />
3. Determine el número <strong>de</strong> moles presentes en: a) 9,64 .10 23 moléculas <strong>de</strong> cualquier sustancia<br />
molecular; b) 21,2 g <strong>de</strong> Na2CO3; c) 3,2 en CNPT <strong>de</strong> gas i<strong>de</strong>al.<br />
4. Determine la masa en gramos <strong>de</strong>: a) un átomo <strong>de</strong> O ; b) una molécula <strong>de</strong> O2; c) 4,8 .10 23<br />
átomos <strong>de</strong> O; d) 4,8 .10 23 moléculas <strong>de</strong> O2; e) 0,25 rnol <strong>de</strong> O2 ; f) 0,25 rnol <strong>de</strong> átomos <strong>de</strong> O.<br />
5. Determine el volumen en CNPT <strong>de</strong> los siguientes gases: a) 5,6 g <strong>de</strong> N2; b) 5,6g Ne; c)1,83.10 24<br />
moléculas <strong>de</strong> gas i<strong>de</strong>al.<br />
51
Serie 4: ecuaciones químicas<br />
1. Escriba ecuaciones químicas que <strong>de</strong>scriban la formación <strong>de</strong> los siguientes óxidos a<br />
partir <strong>de</strong> sus elementos:<br />
a) óxido <strong>de</strong> potasio<br />
b) óxido <strong>de</strong> cobre (II)<br />
c) óxido <strong>de</strong> hierro (III)<br />
d) trióxido <strong>de</strong> difósforo<br />
e) pentaóxido <strong>de</strong> dinitrógeno<br />
f) dióxido <strong>de</strong> azufre<br />
elemento + oxígeno → óxido<br />
2. A partir <strong>de</strong>l óxido básico correspondiente y agua, escriba ecuaciones químicas para la<br />
formación <strong>de</strong> los siguientes hidróxidos:<br />
a) hidróxido <strong>de</strong> cobre (I)<br />
b) hidróxido <strong>de</strong> bario<br />
c) hidróxido <strong>de</strong> aluminio<br />
óxido básico + agua → hidróxido<br />
3. Mediante ecuaciones químicas <strong>de</strong>scriba la reacción <strong>de</strong>l óxido ácido correspondiente con<br />
el agua, para la formación <strong>de</strong> los siguientes oxoácidos:<br />
a) ácido sulfuroso<br />
b) ácido hipoyodoso<br />
c) ácido permangánico<br />
óxido ácido + agua → oxoácido<br />
4. Partiendo <strong>de</strong>l ácido y <strong>de</strong>l hidróxido correspondiente escriba ecuaciones químicas para<br />
la formación <strong>de</strong> las siguientes sales:<br />
a) bromuro <strong>de</strong> calcio<br />
b) nitrito cúprico<br />
c) manganato <strong>de</strong> sodio<br />
ácido + hidróxido → agua + sal<br />
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS:<br />
1.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención <strong>de</strong> los siguientes óxidos a partir <strong>de</strong> sus<br />
elementos:<br />
Oxido Ecuación química<br />
Óxido <strong>de</strong> sodio<br />
Óxido <strong>de</strong> hierro (II)<br />
Trióxido <strong>de</strong> dihierro<br />
52
Óxido <strong>de</strong> plomo (II)<br />
Pentaóxido <strong>de</strong> difósforo<br />
Anhídrido nitroso<br />
Óxido <strong>de</strong> cobalto (II)<br />
Óxido <strong>de</strong> níquel (III)<br />
Anhídrido arsenioso<br />
Óxido <strong>de</strong> dicobre<br />
Óxido <strong>de</strong> cadmio<br />
Dióxido <strong>de</strong> carbono<br />
Heptaóxido <strong>de</strong> dicloro<br />
Anhidrido brómico<br />
Dióxido <strong>de</strong> azufre<br />
2.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención <strong>de</strong> los siguientes hidróxidos, a partir <strong>de</strong>l óxido<br />
correspondiente y agua.<br />
Hidróxido Ecuación química<br />
Hidróxido <strong>de</strong> potasio<br />
Hidróxido <strong>de</strong> calcio<br />
Hidróxido <strong>de</strong> hierro (III)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> cobalto (II)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> cobre (II)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> cinc<br />
Hidróxido <strong>de</strong> niquel (III)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> aluminio<br />
Hidróxido <strong>de</strong> plomo (II)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> manganeso (II)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> cromo (III)<br />
Hidróxido <strong>de</strong> bario<br />
53
3.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención <strong>de</strong> los siguientes oxoácidos a partir <strong>de</strong>l óxido<br />
correspondiente y agua.<br />
Oxoácido Ecuación química<br />
Ácido sulfuroso<br />
Ácido nitroso<br />
Ácido carbónico<br />
Ácido cloroso<br />
Ácido sulfúrico<br />
Ácido perbrómico<br />
Ácido nítrico<br />
Ácido sulfuroso<br />
Ácido hipobromoso<br />
Ácido perclórico<br />
Ácido yódico<br />
Ácido crómico<br />
Ácido mangánico<br />
Ácido permangánico<br />
4.-Escriba ecuaciones químicas para la obtención <strong>de</strong> las siguientes sales a partir <strong>de</strong>l ácido y <strong>de</strong>l<br />
hidróxido correspondiente.<br />
Sales Ecuación química<br />
Cloruro <strong>de</strong> sodio<br />
Bromuro <strong>de</strong> calcio<br />
Sulfuro <strong>de</strong> hierro (II)<br />
Telururo <strong>de</strong> níquel (III)<br />
Cloruro <strong>de</strong> hierro (III)<br />
Seleniuro <strong>de</strong> sodio<br />
Nitrato <strong>de</strong> plata<br />
Sulfato <strong>de</strong> sodio<br />
Nitrito <strong>de</strong> potasio<br />
Sulfito <strong>de</strong> bario<br />
54
Sulfato <strong>de</strong> hierro (III)<br />
Cromato <strong>de</strong> plomo<br />
Clorato <strong>de</strong> magnesio<br />
Perbromato <strong>de</strong> niquel (III)<br />
Hidrogenocarbonato <strong>de</strong> sodio<br />
Hidrogenosulfito <strong>de</strong> potasio<br />
Hidrogenosulfato <strong>de</strong> potasio<br />
Hidrogenosulfuro <strong>de</strong> sodio<br />
Hidroxicloruro <strong>de</strong> estaño (II)<br />
55
Serie 5: estequiometria II<br />
1. El óxido <strong>de</strong> mercurio (II), por calentamiento se <strong>de</strong>scompone en Hg (líquido) y oxígeno<br />
molecular (gas). Escriba la ecuación correspondiente y averigüe cuánto se formará <strong>de</strong> las<br />
siguientes cantida<strong>de</strong>s si se calientan 27,50 g <strong>de</strong> HgO:<br />
a) masas <strong>de</strong> mercurio y <strong>de</strong> oxígeno,<br />
b) moles <strong>de</strong> mercurio,<br />
c) moléculas <strong>de</strong> oxígeno<br />
d) volumen <strong>de</strong> oxígeno en CNPT<br />
2. a) Escriba la ecuación <strong>de</strong> la reacción que ocurre cuando se hacen reaccionar 2,00 g <strong>de</strong><br />
ácido clorhídrico con hidróxido <strong>de</strong> sodio en cantidad suficiente, para dar cloruro <strong>de</strong> sodio y<br />
agua.<br />
b) Averigüe qué masas <strong>de</strong> cloruro <strong>de</strong> sodio y <strong>de</strong> agua se formarán.<br />
c) Averigüe el número <strong>de</strong> moles <strong>de</strong> hidróxido <strong>de</strong> sodio necesarios para la reacción.<br />
d) Si agrega más cantidad <strong>de</strong> hidróxido <strong>de</strong> sodio que la calculada en c), ¿qué pasará?<br />
3. Se ponen en contacto hidrógeno molecular y oxígeno molecular en presencia <strong>de</strong> llama,<br />
a) Escriba la ecuación correspondiente.<br />
b) Calcule las masas <strong>de</strong> H2 y <strong>de</strong> O2 necesarias para obtener 10 g <strong>de</strong> agua<br />
4. Se hacen reaccionar 3 moles <strong>de</strong> ácido nítrico con cantidad suficiente <strong>de</strong> hidróxido <strong>de</strong><br />
calcio según la reacción: 2 HNO3 + Ca (OH)2 → Ca (NO3)2 + 2 H2O<br />
a) ¿Cuántas unida<strong>de</strong>s fórmulas <strong>de</strong> nitrato <strong>de</strong> calcio se formarán?<br />
b) ¿Cuántos moles <strong>de</strong> agua se formarán?<br />
c) ¿Qué masa <strong>de</strong> sal se obtendrá?<br />
5. a) Qué masa, en gramos, <strong>de</strong> NH3 pue<strong>de</strong> prepararse a partir <strong>de</strong> 85,5 g <strong>de</strong> N2 y 17,3 g <strong>de</strong><br />
H2 según la siguiente reacción: N2 + 3H2 → 2 NH3 .<br />
b) I<strong>de</strong>ntifique el reactivo en exceso y calcule la masa sobrante <strong>de</strong> dicho reactivo.<br />
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS<br />
1. Determine el número <strong>de</strong> moles <strong>de</strong> O2 que se requiere para reaccionar con 5 rnol <strong>de</strong> etano (C2H6),<br />
<strong>de</strong> acuerdo con la siguiente ecuación química:<br />
2 C2H6 + 7 O2 4 CO2 + 6 H2O<br />
2. La cantidad <strong>de</strong> monóxido <strong>de</strong> carbono en una muestra <strong>de</strong> gas, pue<strong>de</strong> <strong>de</strong>terminarse por la reacción:<br />
I2O5 + 5 CO → I2 + 5 CO2<br />
Si la muestra <strong>de</strong> gas libera 0,192 g <strong>de</strong> I2:<br />
a) ¿cuántos gramos <strong>de</strong> CO se hallaban presentes en la muestra?<br />
b) ¿cuántos litros <strong>de</strong> CO2 en CNPT se formaron?<br />
56
c) ¿cuántos moles <strong>de</strong> I2O5 se consumieron?<br />
d) ¿cuántas moléculas <strong>de</strong> CO2 se formaron?<br />
3. Consi<strong>de</strong>re la ecuación <strong>de</strong> la reacción entre aluminio y yodo para formar yoduro <strong>de</strong> aluminio:<br />
2Al + 3 I2 → 2 Al2I3<br />
Si se parte <strong>de</strong> 1,2 rnol <strong>de</strong> Al y 2,4 rnol <strong>de</strong> I2:<br />
a)¿cuál es el reactivo limitante?<br />
b )¿cuántos moles <strong>de</strong> producto pue<strong>de</strong>n obtenerse?<br />
c)¿cuántos moles <strong>de</strong> reactivo en exceso quedan, <strong>de</strong>spués <strong>de</strong> efectuada la reacción?<br />
4. a) ¿cuántos gramos <strong>de</strong> NH3 pue<strong>de</strong>n obtenerse a partir <strong>de</strong> 38, 71 g <strong>de</strong> N2 y 9,30 g <strong>de</strong> H2?<br />
b ) ¿qué cantidad <strong>de</strong>l reactivo en exceso quedará sin reaccionar? La ecuación <strong>de</strong> la reacción es:<br />
N2 + 3 H2 → 2 NH3<br />
57
NÚMERO DE OXIDACIÓN DE ELEMENTOS METÁLICOS Y NOMETÁLICOS<br />
Elemento Símbolo N° oxid. Clasif. Elemento Símbolo N° oxid. Clasif<br />
Aluminio<br />
Al<br />
+III<br />
Metal<br />
Helio<br />
He<br />
-<br />
58<br />
Inerte<br />
Antimonio Sb +III;+V No metal Hidrógeno H I No metal<br />
Argón Ar - Inerte Hierro Fe +II;+III Metal<br />
Arsénico As +III;+V No metal Litio Li +I Metal<br />
Azufre S -II;+IV;+VI No metal Magnesio Mg +II Metal<br />
Bario Ba +II Metal Manganeso Mn +II;+III Metal<br />
Berilio Be +II Metal +IV Anfótero<br />
Bismuto Bi +III;+V Metal +VI;+VII Nometal<br />
Boro B +III No metal Mercurio Hg +I;+II Metal<br />
Bromo Br I;+III;+V;+VII No metal Neón Ne - Inerte<br />
Cadmio Cd +II Metal Níquel Ni +II;+III Metal<br />
Calcio Ca +II Metal Nitrógeno N +I;+II; <br />
III;+IV;+V<br />
No metal<br />
Carbono C +II;+IV No metal Oro Au +I;+III Metal<br />
Cesio Cs +I Metal Oxígeno O -II No metal<br />
Cinc Zn +II Metal Plata Ag +I Metal<br />
Cloro Cl I;+III;+V;+VII No metal Platino Pt +II;+IV Metal<br />
Cobalto Co +II;+III Metal Plomo Pb +II;+IV Metal<br />
Cobre Cu + I;+II Metal Potasio K +I Metal<br />
Cromo Cr +II Metal Rubidio Rb +I Metal<br />
+III Anfótero Selenio Se -II;+IV;+VI No metal<br />
+VI No metal Silicio Si +IV No metal<br />
Estaño Sn +II;+IV Metal Sodio Na +I Metal<br />
Estroncio Sr +II Metal Teluro Te -II;+IV;+VI No metal<br />
Fluor F -I No metal Titanio Ti +III;+IV Metal<br />
Fósforo P +III;+V No metal Yodo I I;+III;+V;+VII No metal