Química Básica (QB0)
2021
INGENIERÍA
Apuntes de clase
Curso Propedéutico y Ciclo
Introductorio
José L. Barranzuela Q.
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Curso Propedéutico y Ciclo Introductorio
INGENIERÍA
Química Básica
2021
APUNTES DE CLASE – QB0
Introducción
El estudio y el conocimiento de la Química como ciencia básica son fundamentales en las
carreras de ingeniería. Por tanto, es deseable que los estudiantes tengan una buena base escolar
que les permita afrontar con éxito sus estudios de química en el nivel universitario.
Es sabido que, en nuestro entorno, por distintas circunstancias, se hace necesario un
reforzamiento en estos conocimientos en la mayor parte de los alumnos que desean acceder a la
Facultad de Ingeniería. De allí que nuestra Facultad haya decidido incluir esta asignatura dentro del
Curso Propedéutico que con carácter de obligatoriedad se imparte a nuestros futuros estudiantes.
Estos Apuntes de Clase pretenden constituirse en una guía de estudio. De ninguna manera
reemplazan a los libros (que los hay muchos y muy buenos como se señala en la bibliografía), ni
mucho menos a las clases (la experiencia de cada profesor difícilmente la encontraremos en los
libros de texto).
La temática que se busca reforzar no se encuentra en su totalidad en estos apuntes. Como
grandes temas que el alumno debe revisar podemos mencionar la nomenclatura química, la
estequiometría (tanto de composición como de reacción), los tipos de reacciones químicas
(especialmente aquellas que ocurren en solución), la historia de la teoría atómica y las relaciones
existentes entre la estructura de los átomos (configuraciones electrónicas) y el ordenamiento
periódico o tabla periódica.
Todos estos temas, a excepción de la nomenclatura (que sí se trata en clase) se abordan
en los diferentes capítulos de estos Apuntes. En la bibliografía se incluyen también páginas web
muy interesantes que se sugiere visitar como un buen complemento de las clases y material de
estudio.
Finalmente, una sana recomendación a los estudiantes, especialmente de este curso de
química: procuren esforzarse en entender los pocos conceptos que se vierten en cada capítulo
antes de intentar resolver los problemas propuestos u otros. La bibliografía de la química general
es muy rica en problemas, pero su resolución se ve facilitada con la comprensión de los conceptos
básicos. Ello obliga a sistematizar el estudio, de la misma forma como se debe hacer con cualquier
asignatura. Habrá que dedicar un tiempo diario (o al menos interdiario) para estudiar la asignatura.
Estoy seguro que de esta manera su esfuerzo se verá recompensado.
La química, como ciencia experimental, es apasionante. Dispondremos también de algunas
pocas, pero interesantes (espero), horas de prácticas de laboratorio que nos permitan asomarnos
a ese grandioso mundo experimental de la química.
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Índice
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
APUNTES DE CLASE – QB0
Índice
Introducción
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Índice
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Capítulo 1. MATERIA Y ENERGÍA.
1.1. Introducción: la química en la vida diaria.
1.2. Clasificación de la materia.
1.3. Estados de la materia.
1.4. El método científico.
1.5. Mediciones: uso de unidades de medida.
1.6. Conversión de unidades. El método del factor unidad.
1.7. Cambios físicos y químicos.
1.8. Propiedades físicas y químicas.
1.9. Densidad y densidad relativa.
1.10. Calor y temperatura.
1.11. Materia y energía.
1.11.1. Ley de conservación de la materia.
1.11.2. Ley de conservación de la energía.
1.11.3. Ley de conservación de la materia y energía.
1.11.4. Transferencia de calor y medición del calor.
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Capítulo 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.
2.1. El atomismo y John Dalton.
2.2. La estructura del átomo.
2.2.1. El electrón.
2.2.2. Rayos X y radiactividad.
2.2.3. Protón y núcleo.
2.2.4. El neutrón.
2.2.5. Relaciones de masa de los átomos.
a) Número atómico (Z).
b) Número de masa Al).
c) Masas atómicas.
d) Masa molar y número de Avogadro.
2.3. Teoría cuántica y clasificación periódica.
2.3.1. Movimiento ondulatorio.
2.3.2. Radiación electromagnética.
2.3.3. Teoría cuántica de Planck.
2.3.4. El efecto fotoeléctrico.
2.3.5. Teoría de Böhr del átomo de hidrógeno.
2.3.6. Naturaleza dual del electrón.
2.3.7. Mecánica cuántica.
2.3.8. Los números cuánticos.
a) Número cuántico principal (n).
b) Número cuántico del momento angular o azimutal (l).
c) Número cuántico magnético (m).
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d) Número cuántico del spin (s).
Orbitales atómicos.
a) Orbitales s.
b) Orbitales p.
c) Orbitales d.
d) Energía de los orbitales.
2.3.10. Configuración electrónica.
a) Principio de exclusión de Pauli.
b) Diamagnetismo y paramagnetismo.
c) Efecto de apantallamiento.
d) Regla de Hund.
2.3.11. Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos.
2.3.12. Principio de construcción progresiva (AUFBAU) y tabla periódica.
2.3.13. Electrones de valencia y valencia de un elemento.
2.3.14. Tamaño de átomos y iones.
EJERCICIOS PROPUESTOS.
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Capítulo 3. EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I.
3.1. Introducción.
3.2. Elementos y símbolos.
3.3. Fórmulas y compuestos. Átomos y moléculas.
3.4. Valencia y estados de oxidación.
3.5. Valencia y nomenclatura inorgánica.
3.5.1. Reglas básicas de la nomenclatura inorgánica.
a) Formulación.
b) Nomenclatura sistemática.
c) Nomenclatura Stock.
d) Nomenclatura tradicional.
3.5.2. Óxidos.
a) Óxidos básicos.
b) Óxidos ácidos (anhídridos).
3.5.3. Hidruros.
3.5.4. Hidruros de no metales.
3.5.5. Ácidos hidrácidos.
3.5.6. Ácidos oxácidos.
3.5.7. Sales de ácidos hidrácidos.
3.5.8. Sales de ácidos oxácidos.
a) Sales neutras.
b) Sales ácidas.
3.5.9. Peróxidos.
3.5.10. Compuestos iónicos como seudobinarios.
3.6. Reacciones químicas y ecuaciones químicas.
3.6.1. Información contenida en una ecuación química.
3.6.2. Tipos de reacciones químicas.
a) Reacciones de combinación.
b) Reacciones de descomposición.
c) Reacciones de desplazamiento.
d) Reacciones de doble desplazamiento o metátesis.
e) Reacciones con formación de gases.
f) Reacciones redox.
3.7. Balanceo de ecuaciones químicas.
3.7.1. Balanceo por simple inspección.
3.7.2. Balanceo por coeficientes indeterminados.
3.8. Reacciones que incluyen sustancias gaseosas.
3.9. Formas de representar las moléculas.
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Química Básica
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Capítulo 4. EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II.
4.1. Introducción.
4.2. El concepto de mol y el peso fórmula.
4.3. Composición porcentual y fórmulas de compuestos.
4.4. Derivación de fórmulas a partir de la composición elemental y la masa molar.
4.5. Información cuantitativa a partir de ecuaciones químicas.
4.6. Algunas otras interpretaciones de las fórmulas químicas.
4.7. Pureza de las muestras.
4.8. El concepto de reactivo limitante.
4.9. Porcentaje de rendimiento a partir de reacciones químicas.
4.10. Reacciones secuenciales.
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Capítulo 5. SOLUCIONES.
5.1. Introducción.
5.2. Tipos de soluciones.
5.3. Formación de soluciones.
5.3.1. Solubilidad en agua.
5.3.2. Tipos de solutos.
5.3.3. Reglas de solubilidad para sales.
5.4. Reacciones en solución acuosa.
5.4.1. Reacciones de precipitación.
5.4.2. Reacciones ácido-base.
5.4.3. Reacciones redox.
a) Números de oxidación (o índices de oxidación).
b) Introducción a las reacciones de oxidación-reducción
5.4.4. Reacciones de desplazamiento.
5.5. Cuantificación de las reacciones en solución.
5.5.1. Concentración de soluciones.
a) Porcentaje en masa.
b) Molaridad.
5.5.2. Dilución de soluciones.
5.6. Uso de soluciones en reacciones químicas.
5.7. Valoraciones.
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Capítulo 6. QUÍMICA ORGÁNICA.
6.1. Introducción.
6.2. Formas alotrópicas del carbono.
6.3. Características e importancia del carbono.
6.4. Representación de moléculas orgánicas. Tipos de fórmulas.
6.5. Resumen de las características del carbono y de los compuestos orgánicos.
6.6. Isomería.
6.7. Hidrocarburos. Tipos y propiedades.
6.7.1. Hidrocarburos saturados.
a) Alcanos.
b) Cicloalcanos.
6.7.2. Hidrocarburos insaturados.
a) Alquenos.
b) Cicloalquenos.
c) Alquinos.
6.7.3. Hidrocarburos aromáticos o bencénicos.
6.8. El petróleo y sus derivados.
6.9. La industria petroquímica.
6.10. Nomenclatura de la química orgánica.
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6.10.1. Alcanos lineales.
6.10.2. Radicales alquilo.
6.10.3. Alcanos ramificados.
a) Posición y nombre de las cadenas laterales.
b) Nombres triviales de alcanos ramificados.
c) Numeración de la cadena principal.
d) Más de dos sustituyentes en la cadena.
e) Radicales ramificados.
f) Nombres triviales de radicales ramificados.
g) Cadenas laterales: orden alfabético.
h) Sustituyentes en posiciones equivalentes.
i) Prefijos multiplicativos: di, tri,...
j) Cadenas de igual longitud.
6.11. Grupos funcionales.
6.11.1. Funciones hidrogenadas.
6.11.2. Funciones oxigenadas.
a) Alcoholes.
b) Éteres.
c) Aldehídos.
d) Cetonas.
e) Ácidos carboxílicos.
6.12. Clases fundamentales de reacciones orgánicas.
6.12.1. Reacciones de sustitución.
6.12.2. Reacciones de adición.
6.12.3. Reacciones de eliminación.
6.12.4. Reacciones de polimerización.
a) Polimerización por adición.
b) Polimerización por condensación.
6.12.5. Otras reacciones de interés industrial.
6.13. Macromoléculas.
EJERCICIOS PROPUESTOS.
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Bibliografía y enlaces de interés.
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Solución de ejercicios propuestos
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Química Básica
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APUNTES DE CLASE - QB0
Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
1.1. Introducción: la química en la vida diaria
El desarrollo de una sociedad se mide de alguna manera por la cantidad de productos
industriales que se producen y consumen. En nuestro país importamos muchos productos
industriales, muchas veces obtenidos a partir de las materias primas que exportamos.
La riqueza de nuestro país tendrá una mayor repercusión en el bienestar de nuestra
sociedad en la medida que consigamos generar un (mayor) valor agregado a nuestras materias
primas.
En esa tarea, la química debe jugar un rol fundamental en las próximas décadas, a pesar de
tratarse de una asignatura o materia “poco atractiva” para los estudiantes de secundaria, e incluso
aquellos universitarios de carreras de ciencias e ingenieriles. Generalmente esta poca afinidad tiene
entre sus causas la necesidad de la química de manejarse con un lenguaje particular a través de
símbolos y fórmulas (nomenclatura química) cuyo desconocimiento o mal aprendizaje dificulta
avanzar en estudio de la química.
Miles de interrogantes prácticas son estudiadas y resueltas por los químicos y la química:
• ¿Cómo podemos modificar una droga útil para mejorar su efectividad minimizando
cualquier efecto colateral peligroso o nocivo? (farmacología y medicina).
• ¿Cómo podemos desarrollar mejores materiales para ser utilizados en órganos sintéticos
para cirugías de reemplazo? (cirugía y materiales de construcción).
• ¿Qué sustancias pueden ayudarnos a evitar el rechazo de tejidos en el trasplante de
órganos? (medicina y cirugía).
• ¿Qué mejoras en fertilizantes y pesticidas pueden incrementar los rendimientos
agrícolas? ¿Cómo puede conseguirse esto con el mínimo impacto ambiental posible?
(agricultura y medioambiente).
• ¿Cómo podemos conseguir el máximo trabajo a partir de un combustible minimizando
las emisiones peligrosas? (combustibles, energía y medioambiente).
• ¿Qué supone realmente la mayor amenaza ambiental, la combustión de los combustibles
fósiles y su contribución resultante al efecto invernadero y al cambio climático, o el uso
de la energía nuclear y los problemas relativos a la radiación y disposición de residuos
radiactivos? (energía y cuidado del medioambiente).
• ¿Cómo podemos desarrollar materiales apropiados para las industrias de
semiconductores y microelectrónica? ¿Podemos desarrollar una batería que sea más
barata, más ligera, y que proporcione más energía? (electrónica, microelectrónica y
energía).
• ¿Qué cambios en los materiales estructurales ayudarían a hacer las aeronaves más
ligeras y más económicas, y al mismo tiempo más fuertes y más seguras? (industria
aeronáutica).
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
¿Qué relación hay entre las sustancias que comemos, bebemos o respiramos y la
posibilidad de desarrollar cáncer? ¿Cómo podemos desarrollar sustancias que sean
efectivas para matar las células cancerosas preferentemente, preservando las células
normales? (medicina).
¿Cómo podemos producir económicamente agua fresca a partir de agua de mar para
irrigación y consumo? (abastecimiento de agua).
¿Cómo podemos atenuar las reacciones no deseadas, como la corrosión de los metales,
mientras incrementamos aquellas favorables como las que conducen al incremento de
los productos alimenticios? (industria alimentaria).
En términos generales podemos definir la química como:
Ciencia que describe la materia, sus propiedades químicas y físicas, los cambios químicos
y físicos que sufre y las variaciones de energía que acompañan a estos procesos.
Una mirada a nuestro alrededor nos permite descubrir que todos los objetos que nos rodean
(materia) guardarían menos incógnitas si conociéramos y entendiéramos sus propiedades a la luz
de los procesos (cambios) que han llevado a su obtención, en la mayoría de los cuales se ha
utilizado combustibles como fuente de energía.
La química se apoya en las bases de la matemática y la física y es, junto con ellas, una
ciencia básica no sólo para la ingeniería sino también (junto con la biología) para la medicina y las
ciencias de la vida.
Las ramas de la química son:
a) química orgánica: de los compuestos de carbono e hidrógeno, básicamente
b) química inorgánica: de las sustancias que no contienen carbono
c) química analítica: trata de la detección, identificación y cuantificación de sustancias
presentes en una muestra, según lo cual será cualitativa (detección e identificación) o
cuantitativa (cuantificación)
d) fisicoquímica: aplica las teorías matemáticas y los métodos de la física a las
propiedades de la materia, así como a los procesos químicos y a los cambios de energía
que los acompañan
e) Bioquímica: estudia la química de los procesos en los organismos vivos.
En un curso universitario de química general se trata de dar sólo un "vistazo" general a
algunos aspectos de las ramas de la química antes descritas.
Uno de los objetivos del estudio de la química es que los estudiantes consigan relacionar
aquello que observan en el mundo macroscópico (aquello que percibimos con los sentidos) con el
nivel microscópico, es decir, con lo que ocurre a nivel de moléculas y átomos. Por ejemplo, que
cuando vean unos clavos oxidados (figura 1.1) lo relacionen con la combinación de los átomos de
hierro (Fe) con otros átomos o moléculas (O2) que dan lugar a los productos de corrosión, como el
óxido férrico (Fe2O3), entre otros.
O2
Fe
Fe2O3
Figura 1.1. Visión microscópica de la oxidación de un clavo
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
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El aprendizaje de la química es secuencial; es decir, la comprensión de los temas más
avanzados se facilita con el estudio y comprensión de los temas básicos. Es por ello muy
recomendable asistir a todas las clases y esforzarse en entender los aspectos teóricos
esenciales y/o definiciones (que no serán muchas) antes, incluso, de proceder siquiera a intentar
resolver algún problema.
La resolución de problemas debe ser posterior al estudio concienzudo de la teoría. Sólo
así contribuirán a afianzar los conocimientos de química. Caso contrario corremos el peligro sólo de
"entrenarnos" en la resolución de problemas, pero no de aprender química como ciencia.
En los presentes apuntes se incluyen algunos problemas resueltos que ayudan a este fin.
1.2. Clasificación de la materia
En la naturaleza encontramos la materia de dos formas: homogénea y heterogénea. La
materia homogénea es aquella que tiene las mismas propiedades en toda su extensión; en términos
prácticos, en la materia homogénea no se aprecian sus diversos componentes, aún cuando haya
varios, cosa que sí ocurre con la materia heterogénea, en la cual se aprecian los distintos
componentes y cada uno conserva sus propiedades.
Una sustancia pura (elemento o compuesto 1) es un material homogéneo de composición
química definida y propiedades distintivas o particulares (por ejemplo, oxígeno puro o agua pura),
mientras que las mezclas (unión de dos o más sustancias con composición química variable)
pueden ser homogéneas (en cuyo caso hablamos de soluciones) o heterogéneas (en cuyo caso
hablamos propiamente de mezclas). El vino, la cerveza y el aire son ejemplos de mezclas
homogéneas o soluciones, mientras que las mezclas de agua y aceite, sal y arena, y el smog son
ejemplos de mezclas propiamente dichas.
Por otro lado, las mezclas pueden separarse en sus componentes por medios físicos,
como filtración (separación de un sólido de un líquido), decantación (separación de líquidos o
sólidos de líquidos aprovechando la diferencia de densidades de los componentes), destilación
(separación de dos líquidos de diferente volatilidad por evaporación), tamizado (separación de
sólidos aprovechando su diferente tamaño de partícula), etc. En la figura 1.2 puede verse un
esquema de estas separaciones.
Figura 1.2. Métodos de separación de mezclas.
1 Un elemento está constituido de átomos o moléculas idénticos, mientras que un compuesto está formado por dos o más
tipos diferentes de átomos o iones (según sea un compuesto molecular o iónico).
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Las sustancias puras (elementos y compuestos) no pueden separarse en sus componentes
por medios físicos, sino por medios químicos. Así, para separar el agua (H2O) en hidrógeno (H2) y
oxígeno (O2) se necesita la electrólisis (proceso electroquímico); y para recuperar los metales de
sus minerales (óxidos, sulfatos, etc.) se requiere una reducción, que es también un proceso
electroquímico.
Las moléculas, átomos y iones (estos últimos en compuestos iónicos) son los
constituyentes últimos de la materia. Los encontramos tanto en elementos (Fe, Au, Cl2, O2, O3, etc.)
como en compuestos (H2O, Fe2O3, C6H12O11, NaCl, KOH, etc.).
En la figura 1.3 puede verse un esquema de la clasificación de la materia.
1.3. Estados de la materia
La materia existe en tres estados físicos o estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso.
El estado de una sustancia depende de sus variables de estado: presión (P), volumen
(V) y temperatura (T) para una sustancia pura. Para una mezcla hay que considerar adicionalmente
la composición (X) o la cantidad relativa de los componentes de la mezcla.
Dado que en la tierra la presión ambiental varía en un rango pequeño, la temperatura será
más determinante en el estado natural de una sustancia. Así, estamos familiarizados con el hielo
(sólido) a bajas temperaturas (< 0 ºC), el agua (líquido) a temperatura ambiente y el vapor de agua
(gas) a altas temperaturas (> 100 ºC).
MATERIA
Homogénea
Heterogénea
Soluciones
varias
Mezclas
Sustancias
puras
Se pueden separar
por medios químicos
una
Se pueden separar
por medios físicos
Compuestos
Elementos
Iones
Moléculas
Moléculas
Átomos
con carga
Átomos
Átomos
Átomos
Figura 1.3. Esquema de la clasificación de la materia.
La misma sustancia (agua = H2O) puede existir en diferente estado físico dependiendo de la
temperatura. Incluso, pueden coexistir dos o más formas físicas o estados de agregación (por
ejemplo, en los cambios de fase).
Los sólidos son rígidos y tienen forma definida. Pueden ser cristalinos (sus partículas
ocupan posiciones definidas en el espacio ocupado por la estructura cristalina) y amorfos (sus
partículas no ocupan posiciones definidas).
Las partículas de los líquidos están confinadas a un volumen determinado; fluyen y adoptan
la forma del recipiente que los contiene. Son difíciles de comprimir (incompresibles).
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
Química Básica
Los gases son menos densos. Ocupan todo el recipiente disponible. Son fácilmente
compresibles.
Para que una misma sustancia exista en distintos estados de agregación tan diversos sin
que se altere su constitución última (átomos y moléculas) se requiere una variación sólo en la
configuración o arreglo atómico o molecular. Este arreglo depende básicamente de la temperatura.
Cuando la temperatura es menor los átomos y
moléculas están muy juntos y tienen poca movilidad,
ocupando posiciones fijas en el espacio. Conforme se
incrementa la temperatura las moléculas van adquiriendo
mayor energía que se traduce (en parte) en un mayor
movimiento.
En el estado líquido las moléculas y átomos podrán
desplazarse haciendo que el conjunto pierda rigidez, pasando
del estado sólido al líquido.
Si la temperatura sigue aumentando, las moléculas y
átomos del líquido adquieren tal energía que abandonan el
líquido (evaporan), adquiriendo el movimiento caótico que
caracteriza a los gases. En la figura 1.4 pueden verse los
cambios de estados de agregación del agua, así como los
valores de energía asociados a dichos cambios.
Figura 1.4. Cambios en los estados
de agregación del agua
1.4. El método científico
Es un enfoque sistemático para la investigación que permite ordenar el conocimiento. Es
aplicable a todas las ciencias, incluidas las sociales.
El método científico se inicia con la observación de un fenómeno (natural o no) y la
definición del problema a estudiar. A continuación, se repite el fenómeno (experimentación) con el
fin de observar y, de ser posible, medir variables o magnitudes que permitan generalizar el
comportamiento observado. Se deberá, por tanto, llevar un registro ordenado y cuidadoso de las
observaciones y/o medidas realizadas.
Con los datos, el científico formula una hipótesis, que es una interpretación tentativa de los
hechos observados. Luego se diseñan experimentos adicionales para verificar la validez de la
hipótesis en tantas formas como sea posible, y el proceso se inicia de nuevo.
Después de recopilar una buena cantidad de datos es aconsejable resumir dicha información
bajo la forma de una ley: enunciado conciso, verbal o matemático, de una relación entre fenómenos,
que es siempre la misma bajo las mismas condiciones. Por ejemplo, la segunda ley del movimiento
(Newton) dice que Fuerza = masa*aceleración (F = m*a).
Las hipótesis que resisten muchas pruebas experimentales de verificación pueden
convertirse en teorías, entendiendo por teoría un principio unificador que explica un conjunto de
hechos o las leyes basadas en esos hechos. Las teorías también se someten a verificaciones. Si
un solo hecho experimental las refuta, deben ser cambiadas para adaptarse a las observaciones
experimentales. Esta verificación puede tardar hasta siglos (se requirieron más de 2000 años para
concretar la teoría atómica propuesta por Demócrito el siglo V a.C.).
1.5. Mediciones: uso de unidades de medida
La química es una ciencia experimental, por tanto, aplica el método científico. Por tal motivo,
continuamente se realizan medidas experimentales que deben expresarse correctamente; es
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
decir, a través de una cifra que representa la magnitud de la variable medida y las respectivas
unidades.
A lo largo de la historia, y aún en la actualidad se utilizan varios sistemas de unidades en
paralelo. No será raro encontrarnos en muchas fábricas peruanas equipos con manómetros que
miden la presión en bares, atmósferas, mm de Hg, Pascales, kg/cm2; lb/pulg2 o psi, etc. Todas ellas
corresponden a unidades de diferentes sistemas, lo que nos obliga a estar al tanto de las
equivalencias entre ellas.
Resulta lógico pensar que haya que unificar las unidades para que las observaciones y sus
correspondientes medidas sean comparables. De hecho, desde 1960 la Conferencia General de
Pesas y Medidas oficializó el uso del Sistema Internacional de Unidades ó SI, que consta de las
7 unidades básicas mostradas en la tabla I.1. Ponga atención a los símbolos de aquellas
magnitudes y esfuércese en usarlas correctamente.
Tabla I.1. Las siete unidades fundamentales de medida (SI)
Magnitud
Nombre de la unidad SI
básica
Longitud
metro
Masa
kilogramo
Tiempo
segundo
Intensidad de corriente
amperio
eléctrica
Temperatura termodinámica
kelvin
Cantidad de sustancia
mol
Intensidad luminosa
candela
Símbolo
m
kg
s
A
K
mol
cd
Por supuesto existen también unidades derivadas de estas unidades fundamentales, como
puede verse en las tablas I.2 y I.3. En esta última se incluyen las respectivas dimensiones; es
decir, las magnitudes fundamentales que dan lugar a esas unidades derivadas
Tabla I.2. Algunas unidades derivadas y sus símbolos.
Magnitud
Nombre de la unidad SI derivada
Superficie
metro cuadrado
Volumen
metro cúbico
Velocidad
metro por segundo
Aceleración
metro por segundo al cuadrado
Densidad
kilogramo por metro cúbico
Densidad de corriente
amperio por metro cuadrado
Fuerza de campo magnético
amperio por metro
Volumen específico
metro cúbico por kilogramo
Luminancia
candela por metro cuadrado
Símbolo
2
m
3
m
m/s
2
m/s
3
kg/m
2
A/m
A/m
3
m /kg
2
cd/m
Tabla I.3. Algunas unidades derivadas, sus símbolos y dimensiones.
Magnitud
Nombre
Símbolo
Dimensiones
-1
Ángulo plano
radián
rad
m·m = 1
Ángulo sólido
estereorradián
sr
Frecuencia
Fuerza
hercio
Hz
m ·m = 1
1/s
newton
N
kg·m/s
Presión, tensión mecánica
pascal
Pa
N/m
Energía, trabajo, cantidad de
calor
julio
J
N·m
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2
-2
2
2
Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
Magnitud
Potencia
Cantidad de electricidad
Potencial eléctrico, diferencia de
potencial, tensión eléctrica y
fuerza electromotriz
Capacidad eléctrica
Resistencia eléctrica
Conductancia eléctrica
Flujo magnético, flujo de
inducción magnética
Densidad de flujo magnético,
inducción magnética
Inductancia
Temperatura Celsius
Flujo luminoso
Iluminancia
Actividad (radiaciones ionizantes)
Dosis absorbida
Dosis equivalente
Nombre
vatio
culombio
Símbolo
W
C
Dimensiones
J/s
A·s
voltio
V
J/C
faradio
F
C/V
Ohmio
Ω
V/A
Siemens
S
1/Ω
Weber
Wb
V·s
Tesla
T
Wb/m
Henrio
Grado Celsius
Lumen
H
ºC
lm
Wb/A
1 ºC = 1 K
cd·sr
Lux
lx
Becquerel
Gray
Sievert
Bq
Gy
Sv
lm/m
1/s
J/kg
J/kg
2
2
La unidad básica de masa en el SI es el kilogramo, definido hasta mayo de 2019 como la
masa de un cilindro de platino e iridio guardado en Sevres, cerca de París, Francia (ver figura 1.5).
En el sistema métrico la unidad de masa es el gramo. Hoy se define en función de la constante de
Planck (h).
La unidad básica de longitud es el metro, definido modernamente como la distancia que
recorre la luz en el vacío en 1/299 792 468 s.
Para las medidas de volumen se usa el litro (L ó l), que
equivale a 1 dm3 (1 m3 = 1000 dm3 = 1000 L). También es de uso
frecuente el mililitro (mL), que viene a ser la milésima parte de 1 L
(1 L = 1000 mL).
Para los múltiplos y submúltiplos de las unidades
fundamentales se usan prefijos, los cuales pueden agregarse a la
mayoría de las unidades métricas para aumentar o disminuir su
cuantía. P. ej., un kilómetro es igual a 1000 metros (1 km = 1000 m).
En la tabla I.4 puede verse algunos prefijos.
Figura 1.5. Kilogramo patrón
hasta mayo de 2019.
En la figura 1.6 pueden verse algunos instrumentos
utilizados para realizar mediciones en química.
Tabla I.4. Algunos prefijos de uso común.
Prefijo Símbolo
Aumento o disminución de la unidad
exa
E
1 000 000 000 000 000 000 (un trillón)
peta
P
1 000 000 000 000 000 (mil billones)
tera
T
1 000 000 000 000 (un billón)
giga
G
1 000 000 000 (mil millones, un millardo)
mega
M
1 000 000 (un millón)
kilo
k
1000 (un millar, mil)
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
Universidad de Piura
Prefijo
hecto
deca
deci
centi
mili
micro
nano
pico
femto
atto
Química Básica
Química Básica
Símbolo
h
da
d
c
m
µ
n
p
f
a
Aumento o disminución de la unidad
100 (un centenar, cien)
10 (una decena, diez)
0,1 (un décimo)
0,01 (un centésimo)
0,001 (un milésimo)
0,000001 (un millonésimo)
0,000000001 (un milmillonésimo)
0,000000000001 (un billonésimo)
0,000000000000001 (un milbillonésimo)
0,000000000000000001 (un trillonésimo)
Figura 1.6. Algunos instrumentos de medida usados en química.
1.6. Conversión de unidades. El método del factor unidad.
Ya se ha mencionado la necesidad de conocer distintas unidades en distintos sistemas, a
pesar de la tendencia al uso de un sistema unificado (SI). Se hace, por tanto, necesario saber
interconvertir unas unidades en otras, así como usar correctamente los números (la notación
científica se hace necesaria para expresar números muy grandes o muy pequeños; p. ej. 1 mol de
una sustancia pura contiene un número de Avogadro: 6,02 x 10-23 átomos, moléculas o iones, según
se trate de un elemento o un compuesto, que puede ser molecular o iónico).
En nuestro medio encontraremos con frecuencia libras, pies, pulgadas, psi, etc., unidades
del sistema inglés que deberíamos manejar con cierta holgura en el sistema internacional. Lo mismo
ocurre para las unidades de temperatura: frecuentemente nos encontraremos con aparatos que nos
dan lecturas en ºF (grados Fahrenheit) y no en los ºC (grados centígrados o Celsius).
En la resolución de problemas de química es importante utilizar correctamente las
herramientas matemáticas disponibles. Entre ellas hay una que es particularmente útil sobre todo
cuando se trata de convertir unidades. Es el llamado factor unidad, análisis dimensional, método
del factor-rótulo o método del factor unidad, el cual se basa en la existencia del element neutron
para multiplicación y division (todo número multiplicado o dividido por 1 da el mismo número).
que:
Si representamos convenientemente la unidad (1) nos puede ser muy útil. P. ej.: se sabe
1 pie = 12 pulgadas
Si dividimos ambos miembros de esta igualdad por 1 pie, nos queda:
(1 pie/1pie) = 1 = 12 pulgadas/1 pie
o bien: 1 = 12 pulgadas/pie.
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
Química Básica
Esta última expresión es un factor unidad, que podemos usar para convertir pulgadas en
pies o viceversa.
Los factores unidad son útiles para interconvertir unidades.
Ejemplo 1.1. ¿Cuántos metros cúbicos y cuántos litros tiene un barril de petróleo?
Datos: 1 barril = 42 galones USA; 1 galón USA = 3,785 L; 1 m3 = 1000 L
Solución:
1 barril * 42
1 barril * 42
galones
barril
galones
barril
* 3,785
* 3,785
L
galón
= 158,97 L.
1 m3
= 0,159 m3.
galón 1000 L
L
*
1.7. Cambios físicos y químicos
En cualquier cambio químico, p. ej. la reacción entre hidrógeno y oxígeno para producir
agua líquida: 1) se usa una o más sustancias (al menos parcialmente); 2) se forma una o más
sustancias nuevas; y 3) se absorbe o libera energía (en el ejemplo de formación de agua se libera
energía).
En un cambio físico, p. ej. la fusión del hielo mediante la adición de calor para obtener agua
líquida: 1) ocurre sin cambio en la composición; 2) se absorbe o libera energía (en este ejemplo se
absorbe calor).
1.8. Propiedades físicas y químicas
Propiedades químicas: propiedades exhibidas por los materiales cuando sufren cambios
en su composición. Ej.: el magnesio puede combinarse con el oxígeno para formar óxido de
magnesio:
Mg(s) + ½ O2(g)  MgO(s).
Propiedades físicas: propiedades que pueden ser observadas sin cambio de la
composición. P. ej. color, densidad, dureza, punto de fusión, etc.
En la tabla I.5 pueden verse algunas propiedades físicas del agua pura (préstese especial
atención a las unidades; algunos valores importantes de uso frecuente en ingeniería deben
memorizarse). Cada sustancia tiene propiedades particulares; es un error común de los
estudiantes asignar las propiedades del agua a otras sustancias.
Las propiedades físicas y químicas pueden ser extensivas cuando dependen de la cantidad
de materia (masa, volumen, etc.) e intensivas cuando no dependen de la cantidad de materia
(densidad, color, temperatura, etc.).
Tabla I.5. Algunas propiedades físicas del agua
Propiedad (unidades)
Punto de fusión a 1 atmósfera de presión (°C)
Punto de ebullición a 1 atmósfera de presión (°C)
Densidad a 0 °C (hielo) (g/mL)
Densidad a 0 °C (agua líquida) (g/mL)
Densidad a 4 °C (g/mL)
Densidad a 20 °C (g/mL)
Punto triple (a 4,58 mm de Hg de presión) (°C)
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Valor
0
100
0,9168
0,9998
1,0000
0,99823
0,0075
Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
Química Básica
Propiedad (unidades)
Calor específico del hielo (cal/g °C)
Calor específico del agua (cal/g °C)
Calor específico del vapor (a 1 atmósfera de presión) (cal/g °C)
Calor de fusión (0 °C) (cal/g)
Calor de vaporización (o evaporación) (cal/g)
Índice de refracción a 20 °C
Temperatura crítica (°C)
Presión crítica (atmósferas)
Valor
0,487
1,000
0,462
79,67
539,55
1,3333
374,2
218,5
1.9. Densidad y densidad relativa
La densidad se define matemáticamente como masa por unidad de volumen: ρ = m/V. En
el SI le corresponden las unidades de kg/m3, aunque también se usan g/cm3 o g/mL para líquidos
y sólidos o g/L para gases.
Se llama densidad relativa a la relación entre la densidad de una sustancia y la densidad
del agua, a la misma temperatura: ρ r =
ρ sus tan cia
. Por tratarse de una relación de densidades, la
ρ agua
densidad relativa no tiene unidades.
Debemos tener una idea de las densidades de diferentes sustancias de uso en ingeniería.
Destaca, por su importancia en muchos cálculos, la densidad del agua: ρagua = 1,000 g/mL (máxima)
a 3,98 ºC. En la tabla I.6 puede verse la densidad de varias sustancias comunes.
Tabla I.6. Densidad de algunas sustancias comunes.
Densidad
Densidad en
3
en kg/m
g/cm3
Aire
1,3
0,0013
Dióxido de carbono
1,8
0,0018
Butano
2,6
0,0026
Gasolina
680
0,68
Madera
900
0,9
Aceite
920
0,92
Agua
1000
1
Acero
7800
7,8
Plomo
11300
11,3
Mercurio
13600
13,6
Oro
19300
19,30
Ejemplo 1.2. Calcule la densidad relativa de la sal de mesa sabiendo que su densidad es 2,16 g/mL.
Calcule también su densidad en lb/pie3.
Datos: 1 lb = 453,6 g; ρagua = 1 g/mL
ρ
Solución: ρr = sustancia
=
ρ
agua
ρsal = 2,16
g
mL
*
g
mL
g
1
mL
2,16
1
lb
453,6 g
= 2,16 (¡¡Sin unidades!!)
* �2,54
cm
pu lg
3
� * �12
pu lg
pie
3
� = 134,84
lb
pie3
Ejemplo 1.3. El ácido de las baterías es ácido sulfúrico, H2SO4, del 40% en masa. Su densidad
relativa es 1,31. Calcule la masa de ácido sulfúrico puro que hay en 100 mL de ácido de batería.
Sol. 52,4 g
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
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1.10. Calor y temperatura
Sabemos que el calor es una forma de energía, y que en los procesos naturales se transfiere
(absorbe o produce) calor. Es por ello importante poder medir la intensidad de calor: ¿cómo se
hace? Se usa la temperatura, ya que esta mide la intensidad de calor.
El calor es una forma de energía que siempre fluye espontáneamente del cuerpo más
caliente hacia el más frío. Nunca al revés. El instrumento utilizado para medir temperaturas es el
termómetro. El más común es el termómetro de mercurio.
Se conocen tres escalas de temperatura: Celsius o centígrada (ºC), Fahrenheit (ºF) y
Kelvin. (K). Todas ellas usan como referencias el punto de congelación (fusión) y el punto de
ebullición normales (a p = 1 atm) del agua pura, las cuales se incluyen en la tabla I.7.
Tabla I.7. Valores de referencia en las tres escalas de temperatura.
Escala
Centígrada
Fahrenheit
Kelvin
Referencia
Punto de congelación del agua
0 °C
32 °F
273,16 K
pura
Punto de ebullición del agua
100 °C
212 °F
373,16 K
pura
J
O O
En las escalas Celsius y Kelvin hay 100 grados entre ambas referencias, lo cual significa
que 1 ºC = 1 K. Por este mismo motivo, un cambio de temperatura (∆T) es exactamente el
mismo en estas escalas, cosa que no sucede con la escala Fahrenheit (recordar que 1 ºF <
1 ºC = 1 K).
Con estos valores referenciales (tabla I.7), se pueden deducir las fórmulas de conversión de
temperaturas: TºF = 1,8 TºC + 32
TºC =
(TºF − 32)
1,8
TK = TºC + 273,16
Ejemplo 1.4. Cuando la temperatura es 426 K, ¿cuál es la temperatura Fahrenheit?
Solución: 426 K = (426 – 273,16) ºC = 152,84 ºC; TºF = 1,8 * TºC + 32 = 1,8 * 152,84 + 32 = 307,11 ºF
1.11. Materia y energía
Por materia entendemos todo aquello que tiene masa y ocupa un espacio en el universo
(masa = cantidad de materia en una muestra de cualquier material). Cuanta mayor masa posee un
cuerpo, mayor fuerza se necesita para moverlo (F = m*a).
La energía se define como la capacidad para realizar trabajo o transferir calor. Se conocen
varias formas de energía: mecánica, luminosa, eléctrica, calorífica, etc., aunque hay dos tipos
principales de energía: cinética (de movimiento) y potencial (de posición, condición o
composición).
¿Por qué nos interesa la energía cuando estudiamos química? Todos los procesos (incluidos
los químicos) se producen con transferencia de energía (generalmente calorífica o calor).
Si un cambio (físico o químico) desprende o libera calor (p. ej. la combustión de la gasolina
en el motor de un automóvil) se le llama proceso exotérmico; si por el contrario lo absorbe (p. ej.
la fusión de la chatarra en un horno alto para producir acero, o la cocción de los ladrillos de
construcción en un horno, o la energía necesaria para cocinar, que extraemos de la combustión del
gas doméstico) se le denomina proceso endotérmico.
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
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Química Básica
Química Básica
1.11.1. Ley de conservación de la materia
No hay cambio observable en la cantidad de materia durante una reacción química o una
transformación física.
J
O O
Una reacción nuclear no es una reacción química.
1.11.2. Ley de conservación de la energía
La energía no puede crearse ni destruirse en una reacción química o proceso químico. Sólo
puede convertirse de una forma a otra.
En las reacciones exotérmicas (que liberan calor) habitualmente (no siempre es
así) la energía química se convierte en energía calorífica. En las reacciones endotérmicas
(absorben energía) la energía (calorífica, luminosa o eléctrica) se convierte en energía química.
1.11.3. Ley de conservación de la materia y energía
La cantidad combinada de materia y energía en el universo es fija.
Materia y energía pueden interconvertirse. Lo demostró Einstein hacia 1940: E =
= mc2.
1.11.4. Transferencia de calor y medición del calor
El calor transferido en procesos (físicos o químicos) se mide en julios (joules) o
calorías. En el SI: 1 joule (J) = 1 kgm2/s2. El calor necesario para calentar 1 g de agua de 14,5 ºC
a 15,5 ºC es 1 caloría = 4,184 joules. Antiguamente se utilizaba (sobre todo para medir el poder
energético de los alimentos) la “caloría grande” = 1 kcaloría = 1000 calorías.
Llamamos capacidad calorífica (C) de una sustancia a la cantidad de calor
necesario para elevar su temperatura 1 ºC (unidades SI: J/ºC), sin que haya cambio de fase.
La capacidad calorífica por unidad de masa se llama calor específico (c) (unidades
SI: J/g ºC), el cual es una propiedad física de las sustancias y es diferente en cada estado de
agregación. En consecuencia: C = m * c.
El calor específico se usa en el cálculo del calor necesario para proporcionar un
incremento de temperatura (calor sensible, qs).
Cuando hay cambios de fase, es necesario tener en cuenta, adicionalmente, el calor
latente (ql) o calor asociado al cambio de fase. Así: q = m * c * ∆T, donde q es el calor, m la masa,
c el calor específico y ∆T la variación o cambio de temperatura; y ql = m * λ, donde m es la masa y
λ el calor latente de cambio de fase.
Ejemplo 1.5. ¿Cuánto calor en Joules se necesita para elevar la temperatura de 1 L de agua desde
temperatura ambiente hasta su punto de ebullición?
Solución: Tamb = 25 ºC; Tb = 100 ºC; ∆T = (100 – 25) = 75 ºC
1 L = 1dm3 = 1000 cm3; densidad del agua: 1 g/cm3  1 L de agua pesa 1000 g
Calor necesario = q = m*c*∆T = (1000 g) * (4,18 J/g ºC) * (75 ºC) = 313500 J = 313,5 kJ
Ejemplo 1.6. ¿Calcule el calor necesario para calentar 2,5 kg de hielo desde -20 ºC hasta vapor
recalentado a 130 ºC?
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Vapor
T (ºC)
130
Calor sensible
qs = m*cvapor*∆T
100
Agua
Solución: En la figura adjunta se esquematiza el
calentamiento (temperatura vs. tiempo), así como
los términos de calor involucrados, de modo que
el calor total será: qT = qs (para calentar el hielo
desde -20 hasta 0 ºC) + ql (para fundir el hielo a 0
ºC) + qs (para calentar el agua desde 0 hasta 100
ºC) + ql (para evaporar el agua a 100 ºC) + qs
(para calentar el vapor desde 100 hasta 130 ºC).
Tomando los valores de la tabla I.2 y
convirtiéndolos a Joules:
Calor latente
ql = m*λvaporización
Calor latente
ql = m*λfusión
Calor sensible
qs = m*cagua*∆T
Hielo
Calor necesario = qT = m * chielo * ∆T + m * λfusión
0
+ m * cagua * ∆T + m * λvaporización + m * cvapor * ∆T =
t (min)
Calor sensible
= (2500 g) * (0,487 cal/g ºC) * (4,18 J/cal) * [0 –
qs = m*chielo*∆T
- (-20)] + (2500 g) * (79,67 cal/g) * (4,18 J/cal) +
-20
+ (2500 g) * (1 cal/g ºC) * (4,18 J/cal) * (100 –
- 0 ºC) + (2500 g) * (539,55 cal/g) * (4,18 J/cal) + (2500 g) * (0,462 cal/g ºC) * (4,18 J/cal) * (130 ºC
– 100 ºC) = (101783 + 832552 + 1045000 + 5638298 + 144837) J = 7762470 J = 7762,5 kJ.
Obsérvese la contribución de cada término de calor. El calor de vaporización representa más del 70
% del calor total en este proceso.
EJERCICIOS PROPUESTOS
GLOSARIO: procura definir los siguientes términos:
Calor
Capacidad calorífica
Elemento
Energía potencial
Julio
Calor específico
Compuesto
Endotérmico
Exotérmico
Ley científica
Ley de la conservación Masa
de la materia y la
energía
Mezcla heterogénea
Mezcla homogénea
Propiedades
Propiedades
extensivas
Sustancia
Temperatura
Caloría
Cambio químico
Densidad
Densidad relativa
Energía
Energía cinética
Factor unidad
Hipótesis
Ley de la conservación Ley
de
la
de la energía
conservación de la
materia
Materia
Mezcla
Peso
Propiedades
intensivas
Teoría
Proceso físico
Símbolo
PROBLEMAS
1.
¿Cuáles de las siguientes son propiedades físicas y cuáles propiedades químicas?: (a) El sodio
metálico es lo suficientemente blando como para cortarlo con un cuchillo; (b) cuando el sodio
metálico se corta, la superficie al principio es brillante, pero al cabo de unos segundos de
exposición al aire se vuelve gris mate; (c) la densidad del sodio es 0,97 g/mL; (d) el corcho flota
en agua; (e) cuando el sodio entra en contacto con el agua, se funde, desprende un gas
inflamable y eventualmente desaparece todo.
2.
¿Cuáles de las siguientes son propiedades extensivas y cuáles propiedades intensivas?:
(a) Densidad; (b) punto de fusión; (c) volumen; (d) masa; (e) capacidad para conducir la
electricidad; (f) temperatura.
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3.
¿Cuáles de las siguientes son mezclas y cuáles soluciones?: (a) Azúcar disuelto en agua;
(b) café; (c) sopa de cebollas; (d) barro; (e) líquido claro sin separaciones internas consistente
en aceites de maíz y oliva; (f) sal y azufre; (g) leche; (h) aire limpio; (i) gasolina; (j) galleta de
chocolate.
4.
Exprese los siguientes exponenciales como números ordinarios: (a) 5,2x10-2; (b) 0,5x10-5;
(c) 25,6x10-4; (d) 2,54x103; (e) 9,346x10-3.
5.
Un cierto proceso químico necesita cada día 157 galones de agua pura. El agua disponible
contiene 11 partes por millón (ppm) en masa (es decir, por cada 1 000 000 de partes de agua
disponible, hay 11 partes de sal). ¿Qué masa de sal debe ser eliminada cada día? Un galón
tiene 3,785 L.
6.
Una fundición libera a la atmósfera cada día 5,0 toneladas de gas. El gas contiene 2,2 % de
dióxido de azufre (SO2). ¿Qué masa de dióxido de azufre se libera en una semana?
7.
Suponga que el depósito de gasolina del auto tiene 16 galones de capacidad y el precio de la
gasolina es de US$ 0,754/L. ¿Cuántos soles habrá que pagar para llenar el tanque?
8.
En un punto dado de su órbita, la tierra está a 92,98 millones de millas del sol (de centro a
centro). El radio del sol es de 432 000 millas y el de la tierra 3960 millas. ¿Cuánto tiempo le
lleva a la luz de la superficie solar llegar hasta la superficie de la tierra? La velocidad de la luz
es de 3,00x108 m/s.
9.
¿Cuál es la densidad relativa de un líquido si 325 mL de él tienen la misma masa que 396 mL
de agua?
10. La masa de un recipiente vacío es de 77,664 g. La masa del recipiente lleno de agua es de
99,646 g (a) Calcule el volumen del recipiente usando una densidad de 1,0000 g/cm3 para el
agua. (b) Una pieza de metal se añade al recipiente vacío y la masa combinada fue 85,308 g.
Calcule la masa del metal. (c) El recipiente con el metal se llenó con agua y la masa de todo el
sistema fue 106,442 g ¿Qué masa de agua se añadió? (d) ¿Qué volumen de agua se añadió?
(e) ¿Cuál es el volumen de la pieza de metal? (f) Calcule la densidad del metal.
11. En la escala Réamur, que ya no se usa, el agua congela a 0 R y hierve a 80 R. (a) Derive una
ecuación que relacione esta escala con la escala Celsius. (b) Derive una ecuación que relacione
esta escala con la escala Fahrenheit. (c) El mercurio es un metal líquido a temperatura
ordinaria. Hierve a 356,6 ºC (673,9 ºF). ¿Cuál es el punto de ebullición del mercurio en la escala
Réamur?
12. En algunas casas calentadas por el sol, el calor del sol se almacena en rocas durante el día, y
luego se libera durante la noche, más fría. (a) Calcule la cantidad de calor necesaria para elevar
la temperatura de 78,7 kg de rocas de 25,0 °C a 43,0 ºC. Suponga que las rocas son piedra
caliza (CaCO3), cuyo calor específico es 0,818 J/g ºC. (b) Suponga que cuando las rocas de la
parte (a) se enfrían a 30,0 ºC, todo el calor liberado calienta los 10 000 pies cúbicos de aire en
la casa, originalmente a 10,0 ºC. ¿A qué temperatura final se calentará el aire? El calor
específico del aire es de 1,004 J/g ºC y su densidad es de 1,20x10-3 g/mL.
13. ¿A qué temperatura dará un termómetro Fahrenheit: (a) la misma lectura que un termómetro
Celsius?; (b) ¿una lectura doble que el termómetro Celsius?; (c) ¿una lectura igual, pero de
signo contrario que en el termómetro Celsius?
14. Calcule la densidad de un metal si una pieza que pesa 0,625 kg hace que el nivel del agua en
una probeta suba de 10,3 mL a 80,2 mL.
15. La dosis letal de cianuro potásico (KCN) tomada oralmente es 1,6 mg/kg de peso corporal.
Calcule la dosis letal de KCN tomado oralmente por una persona de 165 libras.
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16. La distancia que la luz viaja en un año en el espacio se llama año-luz. Con el dato de la
velocidad de la luz en el vacío (apartado 1,5; pág. 6) y suponiendo que un año tiene 365 días,
calcule la distancia de un año-luz en km, millas y pies.
17. El papel de aluminio se vende en los supermercados en largos rollos de 66 y ⅔ yardas por 12
pulgadas, con un espesor de 0,00065 pulgadas. Si la densidad relativa del aluminio a 22 ºC es
de 2,70, calcule la masa de un rollo. La densidad del agua a 22 ºC es 0,998 g/mL.
Respuestas: 4) (a) 0,052; (b) 0,000005; (c) 0,00256; (d) 2540; (e) 0,009346; 5) 6,5 g; 6) 0,77 ton;
7) S/ 122,97; 8) 08'16,4"; 9) 1,22; 10) (a) 21,982 cm3 o mL; (b) 7,644 g; (c) 21,134 g; (d) 21,134 mL;
(e) 0,848 cm3; (f) 9,01 g/cm3; 11) (a) T (R) = (4/5) * T (ºC); (b) T (R) = (4/9) * [T (ºF) - 32)];
12) (a) 1,16x106 J; (b) 12,5 ºC; 13) (a) -40 ºF; (b) 320 ºF; (c) 11,43 ºF; 14) 8,94 g/mL; 15) 120 mg;
16) 9,45x1012 km; 5,87x1012 millas; 17) 8,3x102 g.
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Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA
Química Básica
2021
INGENIERÍA
APUNTES DE CLASE – QB0
Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA
Y ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
2.1. El atomismo y John Dalton
Según Demócrito (filósofo griego, s. V a.C. y autor del atomismo), la materia está formada
por partículas indivisibles muy pequeñas, denominadas átomos 1.
A pesar de no ser aceptada por otros filósofos griegos como Aristóteles y Platón, el atomismo
permaneció a través de los siglos.
Las evidencias experimentales apoyaron la noción de atomismo y poco a poco fueron
originando las definiciones modernas de elementos y compuestos.
Fue recién en 1808 que John Dalton, científico y profesor inglés, formuló una definición
precisa de átomo:
• “Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas
átomos.
• Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y propiedades
químicas. Los átomos de un elemento difieren de los átomos de los demás elementos”.
• “Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier
compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos
presentes, es un entero o una fracción simple”.
• “Una reacción química es sólo una separación, combinación o reordenamiento de
átomos. Éstos no se crean ni se destruyen”.
Este concepto de átomo, más preciso y detallado, puede resumirse así:
• Los átomos existen.
• Los átomos son diferentes para cada elemento.
• Para formar compuestos los átomos deben ser de la clase adecuada y estar en número
correcto.
• La masa de los átomos se conserva (ley de conservación de la masa).
Esta brillante visión de Dalton acerca de la naturaleza de la materia fue la principal causa del
progreso acelerado de la química en el s. XIX. Por este motivo Dalton es considerado uno de los
padres de la teoría atómica moderna.
1
Etimológicamente, del griego a = sin; tomo = división  átomo = inseparable o indivisible (sin división).
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Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA
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2.2. La estructura del átomo
Desde 1850 hasta inicios del s. XX se realizaron investigaciones que determinaron que el
átomo posee estructura interna; es decir, que está constituido por partículas subatómicas. En ese
lapso se descubrieron tres: electrón, protón y neutrón.
2.2.1. El electrón
Se descubrió gracias al tubo de rayos catódicos (ver figura 2.1).
El cátodo emite rayos catódicos (electrones), que atraviesan el ánodo e inciden sobre
una pantalla que contiene una sustancia fluorescente (sulfuro de zinc) luego de pasar por un campo
eléctrico y/o magnético. Si sólo hay campo eléctrico, los rayos catódicos siguen la trayectoria C, si
sólo hay campo magnético el recorrido es el A. Si no hay ninguno, o ambos, pero equilibrados, la
trayectoria es rectilínea (B). La conclusión de este experimento es que los rayos catódicos están
constituidos por cargas negativas.
Hacia finales del s. XIX J. J. Thomson 2, utilizó un tubo de rayos catódicos y sus
conocimientos de electromagnetismo. Valiéndose de la interacción entre electrones y campos
eléctricos y magnéticos obtuvo la relación (carga/masa) del electrón: (qe-/me-) = - 1,76 x 108 C/g.
Entre 1908 y 1917, R. A. Millikan encontró la carga del electrón: qe- = 1,60 x 10-19 C; dedujo
entonces la masa del mismo: me- = 9,09 x 10-28 g.
A
B
C
Figura 2.1. Tubo de rayos catódicos.
Arriba puede verse el tubo de rayos catódicos construido por el físico alemán Ferdinand Braun en 1897;
tiene una fuente de electrones a la izquierda, dos placas metálicas (con carga eléctrica contraria que
generan un campo eléctrico) empleadas para desviar el haz de electrones y un campo magnético
perpendicular al campo eléctrico. El primer tubo de televisión en color fue construido en 1953. Cuenta con
tres fuentes de haces de electrones, una para cada color: azul, verde y rojo.
2.2.2. Rayos X y radiactividad
En la década de 1890 muchos científicos estudiaban los rayos catódicos y otros tipos
de rayos. Algunos los relacionaban con el fenómeno, entonces ya conocido, de radiactividad:
emisión espontánea de partículas, radiación 3 o ambas.
Hacia principios del s. XX se habían descubierto varios tipos de “rayos” radiactivos,
cuyo estudio y efectos ayudaron a comprender la estructura del átomo.
2
3
Considerado el descubridor del electrón.
Emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas.
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En 1895 Wilhelm Roentgen descubrió que cuando los rayos catódicos incidían sobre
vidrio y metales se emitían rayos desconocidos que tenían alta energía y eran capaces de atravesar
la materia, oscurecer placas fotográficas y producir fluorescencia en algunas sustancias.
Estos rayos que no eran desviados por un
campo magnético (en consecuencia, no eran partículas
cargadas) se llamaron rayos x.
Antoine Becquerel, poco después, estudió las
propiedades fluorescentes de las sustancias. Por accidente
descubrió que algunos compuestos de uranio oscurecían
placas fotográficas protegidas por papel e incluso hojas
metálicas delgadas, en ausencia de rayos catódicos. La
naturaleza de esta radiación era semejante a la de los rayos
x (alta energía, penetrantes y constituida por partículas sin
carga). Marie Curie, discípula de Becquerel, llamó
radiactividad a este fenómeno. Pierre (su esposo) y Marie
Curie estudiaron e identificaron varios elementos
radiactivos.
Figura 2.2. Diferentes tipos de radiación
Se verificó que los elementos radiactivos
pueden emitir tres tipos de rayos (véase figura 2.2), dos de
los cuales se desvían en un campo eléctrico: los rayos α (núcleos de helio) y rayos β (electrones);
y otros que no se desvían: rayos γ (radiación electromagnética de alta energía).
2.2.3. Protón y núcleo
Hacia principios de la década de 1900 ya se conocían
muchos hechos concretos sobre los átomos: contienen electrones y
son eléctricamente neutros. Esta neutralidad obedece a la igualdad
de cargas positivas y negativas. Por ese entonces se aceptaba el
modelo atómico de J. J. Thomson: esfera de materia positiva en la
que se encuentran embebidos los electrones 4 (ver figura 2.3).
Figura 2.3. Modelo
En 1910, Ernest Rutherford usó partículas α para
atómico
de Thomson.
probar la estructura del átomo. Junto con H. Geiger y E. Marsden
bombardeó placas delgadas de oro con rayos α (núcleos de He),
observando con sorpresa que la mayoría de partículas α atravesaba la placa sin desviarse o
desviándose poco. Sólo unas pocas “rebotaban”. Este experimento sugirió la existencia de un
núcleo o conglomerado central que concentraba la masa del átomo. La mayor parte del átomo
debería ser… ¡espacio vacío! Así, Rutherford se vio obligado a abandonar el modelo atómico de
Thomson y a postular el suyo propio (véase la figura 2.4).
Figura 2.4. Experimento de Rutherford. El bombardeo de una
placa delgada de oro con rayos α puso en entredicho el modelo
atómico de Thomson y evidenció la existencia del núcleo atómico.
4
Este modelo data de 1898 y fue llamado “uvas en gelatina”, “ciruelas en budín” ó “budín con pasas” por la analogía: la gelatina o el
pudín representan la materia positiva en la cual están embebidos los electrones representados por las uvas o ciruelas.
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En distintos experimentos se observó que las partículas cargadas positivamente
presentes en el núcleo (protones) tienen igual carga que el electrón y masa de 1,6725 x 10-24 g
(1840 veces más que el electrón).
El átomo se percibía entonces como un núcleo en el cual se concentra la mayor parte
de la masa, pero que ocupa solamente 1/1013 del volumen total del átomo 5. Los protones están
encerrados en el núcleo, y los electrones esparcidos alrededor de él y a cierta distancia. Nacía así
el átomo nuclear.
2.2.4. El neutrón
El éxito del átomo de Rutherford enfrentó una dificultad: el H (átomo más simple) tiene
1 protón y el He tiene 2, por lo que era de esperar que la relación (mH)/(mHe) = ½; sin embargo, esa
relación era de ¼. Esta incongruencia podría resolverse proponiendo la existencia de otras
partículas subatómicas en el núcleo, como sugirió el mismo Rutherford.
En 1932, J. Chadwick bombardeó con partículas α una delgada lámina de Be
observando que el material emitía una radiación de alta energía, similar a los rayos γ. La
experimentación demostró que se trataba de partículas neutras con masa ligeramente mayor que
la de los protones; les llamó neutrones y pudo así resolver el enigma: el núcleo de He tiene 2
protones y 2 neutrones, mientras que el de H tiene 1 protón y 0 neutrones.
En la tabla II.1 se puede ver la carga y masa de las principales partículas subatómicas.
Tabla II.1. Carga y masa de las principales partículas subatómicas.
Carga
Partícula
Masa(g)
(en Coulombs)
Electrón
Protón
Neutrón
9,1095 x 10
-28
1,67252 x 10
-24
1,67495 x 10
-24
- 1,6022 x 10
unitaria
-19
-1
-19
+1
+ 1,6022 x 10
0
0
2.2.5. Relaciones de masa de los átomos
a) Número atómico (Z): Número de protones en el núcleo de cada átomo de un
elemento. En un átomo neutro: # de protones = # de electrones.
b) Número de masa (A): Número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo
de un elemento. Así: A - Z = # de neutrones.
En la mayoría de los casos, no todos los átomos de un elemento tienen la misma
masa. En el caso del H, p. ej. existen tres isótopos (átomos con igual Z pero con distinto A):
1
Hidrógeno (protio):
1 p+ + 0 n0
1H
deuterio:
1 p + + 1 n0
tritio:
1 p + + 2 n0
2
1
3
1
H
H
En la figura 2.5 pueden verse estos isótopos, así como los del carbono.
238
Se utiliza la representación convencional: AZ X ; 235
92 U ; 92 U .
5
Las distancias interatómicas o subatómicas se expresan en picómetros (1 pm = 1x10-12 m). El radio atómico típico puede medir unos
100 pm, mientras que el radio del núcleo mide 5x10-3 pm. En una escala más familiar, si el átomo fuera una esfera de 1 km de diámetro,
el núcleo tendría solamente unos 5 cm de diámetro (¡más o menos como una bola de ping-pong!!).
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Figura 2.5. Isótopos del hidrógeno y del carbono.
Dado que las propiedades químicas dependen sobre todo de los electrones y
protones (los neutrones no participan en la reactividad química) todos los isótopos de un
elemento tienen iguales propiedades.
c) Masas atómicas: La masa, característica fundamental del átomo, está relacionada
con electrones, protones y neutrones. Sin embargo, no es fácil “detectar” la masa de un átomo, ya
que es muy pequeño 6.
La masa atómica se determina, en consecuencia, en términos relativos respecto a
otros elementos. Antes que nada, se elige un átomo como referencia: el carbono, y se le asigna
una masa: 12 uma 7 (6 protones y 6 neutrones). Luego se le utiliza como patrón referencial para el
cálculo de las masas de los demás átomos: H = 1,008 uma; Fe = 55,85 uma.
d) Masa molar y número de Avogadro: La uma es sólo una unidad de masa relativa.
Siendo el átomo tan pequeño, es conveniente manejar grupos de átomos que contengan un
número conocido de ellas, de forma análoga a como lo hacemos con los pares (2 unidades),
docenas (12 unidades) o gruesas (12 docenas o 144 unidades).
En el SI se define el mol: cantidad de sustancia que contiene tantas unidades
elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) como átomos hay en 12 g (0,012 kg) de 12C. El valor
experimental, conocido como número de Avogadro, es 6,022045x1023 partículas (átomos,
moléculas o iones, dependiendo de si se trata de un elemento, un compuesto molecular o uno
iónico).
Por masa molar 8 entendemos, en consecuencia, la masa (en g o kg) de 1 mol de
unidades (átomos, moléculas o iones), que coincide numéricamente con la masa atómica en umas.
Así, se puede conocer, p. ej., la masa de un átomo de 12C:
1 mol át. C ≡ 12 g ≡ 6,02x1023 átomos C
�
¿masa en g de 1 átomo C?
g
mol
de
át. de C =1,993x10-23 g
x=
át. de C
23
6,02x10
mol de át. de C
1 át. C x 12
2.3. Teoría cuántica y clasificación periódica
Las analogías del s. XIX usadas para explicar el comportamiento de átomos y moléculas
tuvieron poco éxito, ya que para ellos no funcionan las mismas leyes que para los objetos
macroscópicos.
6
Sólo en una partícula de polvo hay… ¡¡1x1016 átomos!!. La balanza más sensible detecta hasta 1x10-5 g (0,01 mg). Si pesáramos esa
cantidad de oro, tendríamos nada menos que… ¡¡3,05x1016 átomos!!
7
uma (unidad de masa atómica) = masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de 12C. Si vemos la tabla periódica
encontramos que el peso atómico del C es 12,01 uma. ¿Por qué?
8
Con la definición moderna de mol, conceptos como peso atómico, peso molecular, átomo-gramo, molécula-gramo, etc., quedaron
obsoletos, aun cuando es frecuente encontrarlos en la bibliografía.
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A finales del s. XIX el físico Max Planck descubrió que los átomos excitados de los metales
emiten energía en cantidades que son múltiplos enteros de ciertas cantidades bien definidas. Hasta
entonces se había considerado la energía como continua; sin embargo, él demostró que la energía
se libera en “paquetes” bien definidos o “cuantos”. Apareció así la teoría cuántica, que revolucionó
los conocimientos de la época.
Para entender la teoría cuántica es preciso entender los principios de la mecánica
ondulatoria y la radiación electromagnética.
2.3.1. Movimiento ondulatorio
Una onda es una perturbación
vibracional del medio en el cual se
transmite energía.
La velocidad de la onda es
función del tipo de onda y de la naturaleza
del medio en el cual esta se propaga.
En la figura 2.6 se pueden ver
los dos tipos de onda existentes. En las
Figura 2.6. Tipos de movimiento ondulatorio.
ondas longitudinales, el medio se
desplaza en la dirección de propagación
(por ejemplo, el aire se comprime y expande en la misma dirección en que avanza el sonido). En
las ondas transversales, el medio se desplaza en ángulo recto a la dirección de propagación (p.
ej., las ondas en un estanque avanzan horizontalmente, pero el agua se desplaza verticalmente).
Los terremotos generan ondas de los dos tipos, que avanzan a distintas velocidades y con distintas
trayectorias. Estas diferencias permiten determinar el epicentro del sismo.
Las partículas atómicas y la luz pueden describirse mediante ondas de probabilidad,
que en ciertos aspectos se comportan como las ondas de un estanque (transversales).
El movimiento de las ondas es periódico; esto es, se repite a sí mismo en períodos
regulares. Sus características principales son la longitud de onda (λ, distancia entre puntos
sucesivos idénticos) y la frecuencia (ν, número de ondas que pasan por un punto específico en un
segundo).
La velocidad (v) de la onda viene entonces dada por: v = λν, donde λ se mide en m,
cm, nm, etc. y ν se mide en ciclos por segundo o hertzios (Hz, 1 Hz = 1 ciclo/s).
2.3.2. Radiación electromagnética
En 1873 James Maxwell describe la luz como radiación electromagnética.
Según Maxwell, tienen una componente eléctrica y otra magnética que se desplazan en
planos normales entre sí (ver figura 2.7). La velocidad de las ondas electromagnéticas es la misma
que la de la luz en el vacío: 3x108 m/s.
El espectro electromagnético es un ordenamiento de los diferentes tipos de radiación
electromagnética según su longitud de onda y su frecuencia (véase la figura 2.8).
La zona del visible, es sólo una pequeña porción del espectro. Las ondas largas (λ
máximas) de radio y televisión se emiten desde las radiodifusoras mediante antenas. Las λ más
cortas (rayos x) responden al movimiento de los electrones dentro de átomos y moléculas. Las λ
mínimas (rayos γ), correspondientes a ν máximas, están asociadas a cambios en el interior del
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núcleo atómico. Así, pues, a mayor frecuencia (ν)
corresponde mayor energía de radiación. La
radiación UV (ultravioleta) los rayos x y los rayos γ
son radiaciones de alta energía.
2.3.3. Teoría cuántica de Planck
En 1900 Planck postula que la energía
desprendida por un cuerpo excitado no era
continua como se creía, sino que estaba
“cuantizada”; es decir, que los cuerpos podían
absorber o emitir cantidades discretas (“paquetes”)
de energía.
Figura 2.7. Radiación electromagnética
Si bien su teoría
revolucionó la física, recién fue
aceptada varios años después,
porque explicaba fenómenos
hasta entonces inexplicables. Se
sabía que la cantidad de energía
radiante emitida depende de su λ;
sin embargo, no se podía hallar
una relación válida para todo el
espectro electromagnético.
λ
Planck llamó cuanto
a la mínima cantidad de energía
Figura 2.8. Espectro electromagnético.
electromagnética que puede
emitirse. La relación entre
energía y frecuencia se expresa como E = hν, donde h es la constante de Planck: 6,63x10-34 J.s.
Aunque Planck no explicó el porqué de la existencia de los cuantos sus postulados eran
coherentes con las observaciones, por lo que su teoría fue avalada por todos.
2.3.4. El efecto fotoeléctrico
Hacia finales del s. XIX e inicios de s. XX se conocía que cuando ciertos metales se
exponen a una radiación luminosa de, al menos, una νmínima (νumbral), emiten un # de electrones
proporcional a la intensidad (brillantez) de la luz; sin embargo, la energía de los electrones emitidos
no era proporcional a dicha intensidad. Por debajo de la νumbral no se emitían electrones,
independientemente de la intensidad de la luz.
Para explicar este fenómeno, en 1905 Einstein sugiere que la luz actúa como un rayo
de partículas, a las cuales llamó fotones, los cuales inciden sobre la superficie metálica con una
energía E = hν, siendo ν la frecuencia de la luz tal como Planck había postulado. Si asumimos que
los electrones se mantienen unidos al metal por fuerzas de atracción, para arrancarlos será necesario
emplear una luz de frecuencia suficientemente alta. Véase la figura 2.9.
Según Planck el rayo de luz, o rayo de fotones debe tener una energía (hν) tal que sea
al menos igual a la energía de enlace (Ee). Si la energía fuera de mayor frecuencia no sólo se
liberarían electrones, sino que éstos adquirirán una energía cinética (Ec) mayor cuanto mayor sea
la frecuencia. Podemos, entonces escribir: hν = Ec + Ee; o bien Ec = hν – Ee
Si tuviéramos dos rayos de luz de igual frecuencia, pero de distinta intensidad
tendríamos como dos chorros de fotones del mismo tamaño (frecuencia) pero con distinto caudal
(más fotones si la luz es más intensa). Esto explica por qué se emiten más electrones con luz más
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intensa. En consecuencia, a mayor intensidad luminosa habrá mayor número de electrones
emitidos, mientras que a mayor frecuencia será mayor la energía cinética de los electrones
emitidos.
Figura 2.9. Efecto fotoeléctrico y aparato.
La luz, proveniente de una fuente de intensidad regulable, atraviesa una ventana de cuarzo e incide sobre
el electrodo, A, de donde son arrancados los electrones. Se aplica una diferencia de potencial, V, entre los
electrodos, y se mide la intensidad de corriente eléctrica que circula por el circuito. La intensidad eléctrica
es una medida del número de fotoelectrones que han sido arrancados de A y han podido llegar a B.
Si bien Einstein explicó el efecto fotoeléctrico, introdujo un dilema: la teoría corpuscular
de la luz no es congruente con el consabido comportamiento ondulatorio. La única forma de resolver
el dilema es suponiendo que la luz posee ambas propiedades, corpuscular y ondulatoria (onda o
fotones) dependiendo del experimento. Este postulado se denomina la naturaleza dual de la luz,
aunque no es exclusiva de la luz, pues posteriormente se demostró que las partículas subatómicas,
como los electrones, se comportan también de esta forma.
2.3.5. Teoría de Böhr del átomo de hidrógeno
El trabajo de Einstein permitió resolver otro enigma: los espectros de emisión 9 de
átomos excitados.
En la figura 2.10 puede verse el espectro característico de cuatro elementos. Cada
elemento tiene su propio espectro que es como la “huella digital” del mismo.
Figura 2.10. Espectros de emisión.
9
Radiación continua o en forma de líneas coloreadas, parecida a un arco iris, emitidas por una sustancia sometida a altos voltajes
(excitada). Los átomos en forma gaseosa emiten energía en forma discontinua (espectros de líneas).
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El primer átomo que se tomó en estudio fue el del
H, por ser el más sencillo. En 1913 Böhr dio una explicación
teórica, concluyendo que el átomo está “cuantizado”, esto es,
que los electrones se desplazan entre órbitas fijas de niveles
de energía precisa, y al transitar entre dichas órbitas liberan o
absorben energía. Encontró así un modelo matemático que
describía bastante bien el comportamiento del átomo de H. En
la figura 2.11 puede verse el modelo atómico de Böhr.
2.3.6. Naturaleza dual del electrón
La teoría de Böhr era buena pero intrigante: ¿Por
qué el movimiento del electrón se restringe a “órbitas”
cuantizadas? Durante más de una década ni el mismo Böhr
supo responder esta pregunta.
Figura 2.11. Modelo atómico
de Böhr.
Recién en 1924 Louis de Broglie descifró el enigma. Pensó que, si la luz se puede
comportar como partículas, las partículas (como los electrones) podrían comportarse como ondas.
Según De Broglie, un electrón asociado a un núcleo se comporta como una onda
estacionaria, semejante a las ocasionadas por una cuerda de guitarra (tiene “nodos” que no se
mueven en absoluto), de modo que a mayor frecuencia corresponde menor longitud de onda
estacionaria y mayor número de nodos.
Hizo un análisis matemático de forma que en una órbita entren un número exacto de
longitudes de onda, y su conclusión fue satisfactoria: las ondas se comportan como partículas, y
estas exhiben propiedades ondulatorias. Ambas propiedades, corpusculares y ondulatorias, las
relacionó con la expresión: λ = h/(mv), siendo λ la longitud de onda asociada a la partícula en
movimiento, m la masa y v la velocidad de la partícula.
La ecuación de De Broglie se puede aplicar a cualquier sistema, pero sólo se apreciarán
las propiedades ondulatorias de los cuerpos, cuando éstos sean submicroscópicos.
2.3.7. Mecánica cuántica
A pesar del éxito de la teoría de Böhr había algunos desacuerdos que subsanar. P. ej.:
a) No se podían explicar los espectros de emisión de átomos más complejos que el de H (He o Li),
b) tampoco la aparición de más líneas espectrales en el átomo de H, observables cuando se aplica
un campo magnético, c) además, una vez descubierto el comportamiento ondulatorio de De Broglie,
¿cómo podría precisarse la posición de una onda?
Surge así el principio de incertidumbre (de Heisemberg): “Es imposible conocer
simultáneamente el momento (p = masa * velocidad) y la posición (x) de una partícula, con certeza”.
Matemáticamente puede expresarse como: ∆x . ∆p ≥ h/(4π). Significa que si ∆x → 0 (es decir, si se
conoce con certeza la posición), ∆p → ∞ (es decir, no se puede conocer con certeza el momento),
y viceversa.
A partir de allí los científicos buscaron la forma de expresar el comportamiento y la
energía de partículas submicroscópicas en general (por ejemplo, una ecuación análoga a las leyes
de movimiento de Newton).
En 1926 Erwin Schrödinger formuló la ecuación buscada. A través de un tratamiento
matemático complejo incorporó la masa (m) y el movimiento ondulatorio a través de una función
de onda (ψ) que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un
átomo).
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ψ2 representa la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio.
La ecuación de onda de Schrödinger inicia una nueva era para la física y la química. Dio
nacimiento a la mecánica ondulatoria, prescindiendo de la mecánica clásica. Esta teoría se
desarrolló entre 1913 y 1926 (actualmente se denomina “la vieja teoría cuántica”).
Aplicando y resolviendo la ecuación de onda para el átomo de H (el más simple) se
obtiene:
ψ  función de onda  energía
ψ2  probabilidad de encontrar al electrón en un átomo
Sin embargo, para los átomos polielectrónicos la aplicación ya no resulta correcta,
dando resultados sólo aproximados.
Al no haber una posición fija del
electrón se habla de densidad electrónica 10,
nube de carga, o nube de carga electrónica.
La órbita de Böhr pasa a ser un
orbital u orbital atómico, que puede pensarse
como la función de onda (ψ) de un electrón,
mientras que ψ2 representa la distribución de la
densidad electrónica en el espacio alrededor
del núcleo (figura 2.12).
Figura 2.12. Tres formas de representar un orbital 1s
del átomo de hidrógeno.
2.3.8. Los números cuánticos
Derivan de la solución matemática de la ecuación de onda de Schrödinger para el átomo
de H. Para identificar totalmente un electrón se necesitan 4 números cuánticos: principal, del
momento angular o azimutal, magnético y del spin.
a) Número cuántico principal (n): Toma valores enteros: n = 1, 2, 3, 4, … En el átomo
de H representa la energía de un orbital (no es el caso de los átomos polielectrónicos). También
representa la distancia de un electrón al núcleo en un orbital particular. [A mayor n  mayor
distancia al núcleo   mayor tamaño del orbital (y es menos estable)].
b) Número cuántico del momento angular o azimutal (l): Representa la forma de los
orbitales; toma valores l = 0, 1, 2, 3, …(n-1), que suelen representarse igualmente con letras:
l
Nombre del orbital
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g
5
h
Un conjunto de orbitales con igual valor de n representa una “capa” o nivel principal
de energía. Uno o más orbitales con los mismos valores de n y l representan una “subcapa” o
subnivel de energía.
c) Número cuántico magnético (m): Describe la orientación del orbital en el espacio;
m toma valores enteros que van desde –l hasta +l pasando por cero. Así, si l = 1, m toma los valores
–1, 0 y +1.
d) Número cuántico del spin (s): Representa el sentido de giro del electrón. Toma
los valores +½ y –½, según sea el sentido de giro. Por tener carga eléctrica y girar, el electrón se
comporta como un pequeño imán.
10
Probabilidad de encontrar un e- en una región determinada de un átomo.
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En la tabla II.2 pueden verse los valores de los números cuánticos y su relación con
los orbitales atómicos.
Tabla II.2. Números cuánticos y orbitales atómicos.
Núm. de
Designación de los
l
N
m
orbitales
orbitales atómicos
1
0
0
1
1s
0
0
1
2s
2
1
-1, 0 +1
3
2px, 2py, 2pz
0
0
1
3s
3
1
-1, 0 +1
3
3px, 3py, 3pz
2
-2, -1, 0 +1, +2
5
3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y2, 3dz2
0
0
1
4s
1
-1, 0 +1
3
4px, 4py, 4pz
4
2
-2, -1, 0 +1, +2
5
4dxy, 4dyz, 4dxz, 4dx2-y2, 4dz2

3 -3, -2, -1, 0 +1, +2, +3
7





2.3.9. Orbitales atómicos
a) Orbitales s
La forma del orbital no es fácil de determinar. Se examina la densidad electrónica.
En el caso del orbital s se tiene una esfera en la cual hay un 90 % de probabilidad de encontrar al
electrón. En cada nivel principal hay un orbital s.
El tamaño relativo de ellos es aproximadamente proporcional a n2, siendo n el número
cuántico principal. Véase la figura 2.13.
1s
2s
3s
Figura 2.13. Tamaño relativo de orbitales s para n = 1, 2 y 3
b) Orbitales p
Se generan tres orbitales idénticos en tamaño, forma y energía, que difieren entre sí
sólo por su orientación espacial.
Al igual que los orbitales s, los orbitales p aumentan de tamaño con el número
cuántico principal n. Véase la figura 2.14.
Figura 2.14. Orbitales tipo p, nivel 2.
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c) Orbitales d
Análogamente a los orbitales p, esta vez son cinco orbitales de idéntica forma,
tamaño y energía, que difieren sólo en su orientación espacial. Véase la figura 2.15.
Figura 2.15. Orbitales tipo d, nivel 3.
Hay además otros orbitales de mayor energía: f, g, h… que no veremos con detalle.
d) Energía de los orbitales
Se podría interpretar que la energía de los orbitales
crece según: 1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f < 5s…
Esto se cumple, al menos hasta el nivel 2, para un
átomo de hidrógeno (que tiene un solo electrón en el nivel 1s). En
átomos polielectrónicos es diferente: El subnivel 3d está muy próximo
al 4s. El ordenamiento se sigue de acuerdo a la regla del serrucho,
en la secuencia que se indica en la figura 2.16.
2.3.10. Configuración electrónica
Distribución de los electrones entre los diversos
orbitales atómicos. Existen reglas básicas para esta distribución en
un átomo en estado elemental (recuerde que Z = número atómico y
coincide con el # de electrones en un átomo neutro). Así, para el H,
que tiene un solo electrón, su configuración electrónica será:
1H = 1s
1
o bien:
o bien
1s1
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
Figura 2.16. Orden de llenado
de los niveles de energía
(regla del serrucho) en átomos
polielectrónicos.
1s1
a) Principio de exclusión de Pauli
Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos
iguales. Este principio se utiliza para distribuir los electrones en los átomos con más de un electrón.
Otra forma de enunciarlo: sólo existen dos electrones en cada orbital, y deben tener spines opuestos
(girar en sentido contrario). Así, en el caso del helio:
2He = 1s
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2
o bien:
1s2
o bien
1s2
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b) Diamagnetismo y paramagnetismo
El principio de exclusión de Pauli es un principio fundamental de la mecánica
cuántica. Si en el átomo de He los spines fueran paralelos, se obtendría un átomo paramagnético
(que puede ser atraído por un imán, ya que sus campos magnéticos se refuerzan). Si los spines
son antiparalelos, los efectos magnéticos se cancelan y se obtienen átomos diamagnéticos (que
dan origen a sustancias que son repelidas ligeramente por un imán).
Experimentalmente se comprueba que el átomo de He es diamagnético, en
concordancia con el PEP. Podemos asumir como regla general: cualquier átomo con # impar de
electrones  paramagnético; cualquier átomo con # par de electrones  diamagnético (o
paramagnético).
Veamos el caso del litio:
3Li = 1s
2
2s1 o bien:
1s2
o bien
2s1
1s2
2s1
Como tiene un electrón desapareado  paramagnético.
c) Efecto de apantallamiento en átomos polielectrónicos
Los electrones de los niveles 2s y 2p se sienten atraídos hacia el núcleo (cargado
positivamente) con menos fuerza que los electrones del nivel 1s, por estar más alejados. Se dice
que los electrones del nivel 1s (más internos) “apantallan” a los de niveles más externos.
Los electrones del nivel 2s pasan, en promedio, más tiempo cerca del núcleo que
los del subnivel 2p. Se dice que el orbital 2s es más penetrante y sufre menos apantallamiento que
el 2p. Veamos los tres siguientes elementos: berilio, boro y carbono:
4Be: 1s
5B: 1s
2
2
2s2
1s2
2s2 2p1
diamagnético
2s2
1s2
2s2
2px
2py
2pz
2p1
El electrón 2p1 puede estar en px, py o pz  paramagnético
6C: 1s
2
2s2 2p2
1s2
2s2
2px
2py
2pz
2
2p
d) Regla de Hund
La distribución más estable de los subniveles de energía es aquélla que tenga
mayor número de espines paralelos. En el caso del carbono la configuración anterior es más
estable que cualquiera de las siguientes:
1s2
2s2
2px
2py
2p2
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2pz
1s2
2s2
2px
2py
2pz
2p2
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Los resultados experimentales confirman que la estructura más estable es la
concordante con la regla de Hund, teniéndose como resultado un átomo con un # par de electrones,
pero paramagnético.
Los siguientes 4 elementos (nitrógeno, oxígeno, flúor y neón) tienen la siguiente
configuración:
7N: 1s
2
2s2 2p3
paramagnética
1s
2
2s
2
2px
2py
2pz
2p3
8O: 1s
2
2s2 2p4
paramagnética
1s
2
2s
2
2px
2py
2pz
4
2p
9F: 1s
2
2s2 2p5
paramagnética
1s
2
2s
2
2px
2py
2pz
2p5
10Ne: 1s
2
2s2 2p6
diamagnética
1s2
2s2
2px
2py
2pz
2p6
En la figura 2.17 se presenta un esquema de la historia de la teoría atómica (la
línea del tiempo), que es importante tener presente, toda vez que es parte de la historia reciente de
la humanidad que ha marcado un hito en su desarrollo.
2.3.11. Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos
En base a los ejemplos anteriores podemos dar unas las siguientes reglas generales
para determinar el número máximo de electrones en los subniveles y orbitales para un valor dado
de n (número cuántico principal):
• Cada capa o nivel principal de energía n contiene n subniveles. P. ej. si n = 2 hay
dos subniveles (dos valores de número cuántico azimutal l), l = 0 y l = 1.
• Cada subnivel de número cuántico l contiene (2 * l + 1) orbitales; p. ej. si l = 1 
hay 3 orbitales p.
• Cada orbital admite dos electrones como máximo; en consecuencia, el número
máximo de electrones en un subnivel es el doble del número de orbitales.
• El número de electrones total en un nivel principal (capa) n es 2*n2.
Ejemplo 2.1. ¿Cuál es el máximo número de electrones que es posible encontrar en el cuarto nivel principal
de energía de un átomo?
Solución: Si n = 4  hay 4 subniveles  l = 0, 1, 2 y 3 y como cada subnivel tiene (2 * l + 1) orbitales y en
cada orbital entran dos electrones:
para l = 0  1 orbital 
2 electrones
para l = 1  3 orbitales  6 electrones
Total de electrones: 32
para l = 2  5 orbitales  10 electrones
para l = 3  7 orbitales  14 electrones
Verificación: también pudo calcularse con la fórmula 2 * n2 = 2 * (4)2 = 32 electrones.
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Figura 2.17. La línea del tiempo en la historia de la teoría atómica moderna.
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Ejemplo 2.2. El átomo de oxígeno tiene número atómico 8. Escriba los números cuánticos de cada uno de
sus electrones.
Solución: La configuración electrónica: 1s2 2s2 2p4; o bien:
Por tanto:
Electrón
1
2
3
4
5
6
7
8
Orbital
1s
1s
2s
2s
2px
2py
2pz
2px
n
1
1
2
2
2
2
2
2
l
0
0
0
0
1
1
1
1
1s2
m
0
0
0
0
-1
0
+1
-1
2s2
2px
s
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
+1/2
+1/2
-1/2
2py
2pz
2p4
2.3.12. Principio de construcción progresiva (AUFBAU) y tabla periódica
El principio de construcción progresiva o AUFBAU se basa en el hecho de que, así como
los protones se agregan al núcleo de uno en uno para formar los elementos, los electrones se
agregan de forma similar a los orbitales atómicos a fin de dar la configuración de menor energía.
De esta manera se podrían “construir” todos los elementos de la tabla periódica.
Los electrones se agregan siguiendo todas las reglas mencionadas: la regla del
serrucho, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Sin embargo, hay algunas
excepciones a este ordenamiento que se presentan en los metales de transición y los elementos
de transición interna (en los elementos representativos, aquellos que rellenan orbitales s y p, no se
presentan excepciones):
Del 21Sc al 29Cu encontramos: 24Cr: [Ar] 4s1 3d5 en vez de [Ar] 4s2 3d4 y 29Cu: [Ar] 4s1
10
3d en vez de [Ar] 4s2 3d9. En ambos casos se adquiere mayor estabilidad con los orbitales d
semillenos (en el caso del Cr) o completamente llenos (en el caso del Cu).
La configuración electrónica del lantano es [Xe] 6s2 5d1 y no [Xe] 6s2 4f1; después de él
siguen 14 elementos: del cerio (58Ce) al lutecio (71Lu), que constituyen los lantánidos (tierras
raras). En esta serie, el gadolineo (64Gd) tiene configuración electrónica: [Xe] 6s2 4f7 5d1 y no [Xe]
6s2 4f8 [al igual que en el caso del cromo la estabilidad se favorece con los orbitales f llenos (1
electrón en c/u)]. 11
La figura 2.18 muestra los elementos (grupos y períodos) conocidos (tabla periódica)
y su relación con la configuración electrónica.
En la tabla periódica los grupos de elementos se encuentran ordenados
verticalmente, mientras que los periodos coinciden con el número cuántico principal n y se leen
horizontalmente. Cada fila de la tabla periódica representa, en consecuencia, una capa de
electrones.
Los elementos representativos son aquellos que rellenan orbitales s y p y
corresponden a los grupos A (o familias de elementos): metales alcalinos (IA o 1), alcalino
térreos (IIA o 2), familia del aluminio (IIIA o 13), familia del carbono (IVA o 14), familia del
nitrógeno (VA o 15), familia del oxígeno (VIA o 16), halógenos (VIIA o 17) y gases nobles
(VIIIA 12 o 18). Las propiedades similares que muestran cada una de estas familias de elementos
obedece precisamente a la similitud de su configuración electrónica.
Los metales de transición rellenan orbitales d. Se encuentran ubicados en un
período igual a n+1, siendo n el número cuántico principal de los orbitales d: p. ej. los orbitales 3d
11
12
La mayoría de los actínidos no se encuentran en la naturaleza (han sido sintetizados).
Actualmente los grupos pueden representarse con números arábigos: 1A, 2A, 3A...; ó 3B, 4B, ...
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están en el período 4; los 4d en el período 5; etc. Los grupos en estos elementos se designan con
la letra B. Se inicia en IIIB o 3 y termina en IIB o 12, encontrándose 3 grupos VIIIB (8, 9 y 10). Esta
designación tiene que ver con la valencia, ya que hay una relación entre la valencia principal y
el grupo como se describe en 2.3.13.
Figura 2.18. Relación entre el ordenamiento periódico (tabla periódica)
y la configuración electrónica.
Los elementos de transición interna rellenan orbitales f. Se encuentran ubicados
en un período igual a n+2, siendo n el número cuántico principal de los orbitales f: p. ej. los orbitales
4f están en el período 6; los 5f en el período 7; … La serie 4f es la de los lantánidos y la 5f la de
los actínidos. Estas series de elementos se encuentran ubicados, respectivamente, en los períodos
6 y7, en el grupo IIIB.
A partir de las configuraciones electrónicas es posible, en consecuencia, ubicar a los
elementos en la tabla periódica. Para tal fin, el número cuántico principal más alto de la
configuración electrónica corresponde al periodo del elemento. El grupo se determina a partir del
último electrón de la configuración. La ubicación de un elemento en la tabla periódica se
completa indicando la familia y el tipo de elemento (representativo, metal de transición o elemento
de transición interna; en este último caso se debe especificar si se trata de un lantánido, 4fx o
actínido, 5fx).
2.3.13. Electrones de valencia y valencia de un elemento
A partir de la configuración electrónica se puede conocer también los electrones de
valencia de un átomo; es decir los electrones de la capa más externa del átomo, que son los que
participan en las reacciones químicas. Éstos son los que se encuentran en los orbitales de mayor
número cuántico principal n.
Dado que estos electrones son los que pueden perderse con mayor facilidad ya que
están más débilmente unidos al átomo (por el efecto de pantalla), también nos indican cuál es el ion
más común que puede formar un átomo.
Estos electrones de valencia determinan también la valencia principal de un elemento
representativo, o la capacidad de formación de enlaces de un átomo, pues son los que podría
compartir, p. ej., en el caso de formar compuestos moleculares. Dado que es conocida la tendencia
de los átomos a completar 8 electrones en su nivel más externo, para lo cual ganan o pierden
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electrones ionizándose, los primeros tres grupos A se caracterizan por perderlos, formando
cationes (iones positivos de carga +1, +2 y +3 en los metales alcalinos, alcalino térreos y el grupo
del aluminio, respectivamente). Por el contrario, para los elementos de los grupos VA a VIIA les es
más fácil ganar electrones, formando aniones (iones negativos con cargas -3, -2 y -1 para las
familias o grupos del nitrógeno, oxígeno y halógenos, respectivamente).
Los elementos del grupo IVA (familia del carbono) podrían indistintamente ganar o
perder electrones (su valencia principal sería, por tanto, ±4). Los gases nobles tienen completa su
última capa de electrones, motivo por el cual su valencia es cero; es decir, es muy difícil que se
combinen para formar compuestos, de allí su estabilidad e inercia química (poca reactividad) que
los hace conocidos también como gases inertes.
Para los elementos representativos la valencia principal es positiva y coincide con el
número del grupo hasta el grupo IVA, y es negativa y se calcula como 8 – Nº del grupo para los
elementos de los grupos VA a VIIA.
Ejemplo 2.3. (a) Escriba la configuración electrónica y ubique en la tabla periódica al elemento de número
atómico 30. (b) Escriba los números cuánticos del penúltimo electrón de la configuración. (c) Indique cuál es
la valencia y el ion más común que puede formar este átomo.
Solución: (a) Configuración electrónica: 30X = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Ubicación en la tabla periódica: Periodo:
4 (> valor de n en la configuración)
Grupo:
IIB (configuración final d10)
Familia:
(no hace falta indicarla, no es elemento representativo)
Tipo:
Metal de transición
(b) Penúltimo electrón: 3d9  n = 3; l = 2 (orbital d); m = +1 (ver dibujo); s = -1/2 (el 2º electrón en ese orbital)
-2
-1
0
+1
+2
(c) Electrones más alejados del núcleo = electrones de valencia; en este caso, los dos del orbital 4s2  el ion
más común lo formará perdiendo estos dos electrones  ion más común: X2+.
Ejemplo 2.4. Encuentre la el número atómico, la configuración electrónica y ubique en la tabla periódica al
átomo cuyo penúltimo electrón tiene los siguientes números cuánticos: n = 4; l = 3; m = +3 y s = +1/2.
Solución: Los números cuánticos dados corresponden al orbital 4f7 (l = 3  subnivel f); pero como se trata
del penúltimo electrón de la configuración electrónica, el último sería 4f8, correspondiente a una excepción
(ver apartado 2.3.12), pues la configuración más estable es 4f7 5d1, en lugar de 4f8.
A los subniveles l = 3 les corresponde 7 orbitales con valores de m = -3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3, que en este
caso están parcialmente llenos; es decir, todos están ocupados por un electrón con sentido de giro positivo:
+ ½ (convencionalmente son los primeros que ocupan los orbitales). El último electrón ocupa el orbital
siguiente: 5d1.
Por tanto, la configuración electrónica será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7 5d1. En
consecuencia, el número atómico será: Z = 64, y su ubicación en la tabla periódica:
Periodo:
6 (> valor de n en la configuración)
Grupo:
IIIB (Todos los lantánidos están en este grupo)
Familia:
(no hace falta indicarla, no es elemento representativo)
Tipo:
Elemento de transición interna
-3
-2
-1
0
4f7
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+1
+2
+3
-2
-1
0
+1
+2
5d1
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Las múltiples valencias que exhiben algunos elementos (sobre todo aquellos de
transición) obedecen a la participación en las reacciones químicas de electrones de los orbitales d
y f próximos (energéticamente) a los electrones de valencia.
2.3.14. Tamaño de átomos y iones
Conforme se incrementa el número atómico, a lo largo de un período (en el que no
varía la cantidad de niveles de energía) el tamaño de los átomos de los elementos representativos
disminuye, ya que al incrementarse la carga nuclear los electrones se sienten atraídos con mayor
fuerza (figura 2.19).
En el caso de los
metales de transición y elementos
de transición interna se encuentran
excepciones a la regla que
obedecen a las repulsiones entre
átomos de un mismo subnivel con
varios orbitales (d y f) y el efecto de
pantalla que hacen los electrones de
capas internas.
Con los radios iónicos
sucede algo similar. Cuando un
átomo se ioniza es de esperar un
cambio de tamaño, y en términos
generales cuando pierde electrones
(o lo que es mismo, cuando forma
cationes
o
iones
positivos)
disminuye de tamaño, mientras que
Figura 2.19. Variación del radio atómico en función del número atómico.
cuando forma aniones (iones
negativos, ganando electrones) se incrementa su tamaño ya que la carga efectiva nuclear se hace
más grande en el caso de los cationes y disminuye en los aniones.
A lo largo de un grupo crecen de arriba hacia abajo porque se incrementa el número
de niveles de energía o capas de electrones. Por otro lado, a lo largo de periodo y comparando los
iones isoelectrónicos (con igual número de electrones) se nota un incremento de izquierda a
derecha ya que los elementos más metálicos que se ubican más a la izquierda tienden perder
electrones, mientras que los menos
electrónicos (parte derecha de la tabla)
tienden a ganarlos.
En los elementos de transición
también se presentan excepciones a causa
de las interacciones atómicas y el efecto de
pantalla.
En la figura 2.20 se puede ver
la tendencia de estas variaciones.
El radio iónico es importante
por cuanto afecta las propiedades físicas y
químicas de un compuesto iónico. Así, la
estructura tridimensional de un compuesto
iónico depende del tamaño de los iones.
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Figura 2.20. Variación del radio iónico en función del número
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EJERCICIOS PROPUESTOS
GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos:
Actínidos
Familias de elementos
Núcleo atómico
Aniones
Atomismo
Fotón
Frecuencia
Átomo
Función de onda
Aufbau
Grupos (de TP)
Carga efectiva
Iones isoelectrónicos
Cationes
Compuesto
Configuración electrónica
Cuanto
Densidad electrónica
Diamagnetismo
Efecto de pantalla
Efecto fotoeléctrico
Electrón
Iones polielectrónicos
Isótopos
Lantánidos
Longitud de onda
Masa atómica
Masa molar
Mecánica ondulatoria
Metales de transición
Movimiento
ondulatorio
Naturaleza dual (luz)
Número atómico
Número cuántico
azimutal
Número cuántico del
espín
Número cuántico
magnético
Número cuántico
principal
Número de Avogadro
Número de masa
Números cuánticos
Onda
Onda longitudinal
Onda transversal
Orbital
Paramagnetismo
Partícula subatómica
Elementos de transición
interna
Elementos representativos
Espectro electromagnético
Naturaleza dual
(electrón)
Neutrón
Principio de
incertidumbre
Protón
Radiación
Radiación
electromagnética
Radiactividad
Rayos catódicos
Rayos x
Rayos α
Rayos β
Rayos −
Regla de Hund
Regla de Möeller
Teoría corpuscular
Teoría cuántica
Valencia
Períodos (de TP)
Picómetros
Principio de exclusión
(Pauli)
PROBLEMAS
1.
Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan presentar átomos
con propiedades químicas similares: (a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; (b) 1s2 2s2 2p6 3s2; (c) 1s2 2s2 2p3;
(d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6; (e) 1s2 2s2; (f) 1s2 2s2 2p6; (g) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3;(h) 1s2
2s2 2p5
2.
(a) Sin auxiliarse de la TP escriba la configuración electrónica de los elementos de número
atómico 20, 46, 82 y 99; (b) ubíquelos en la TP; (c) escriba los números cuánticos del penúltimo
electrón, de su ion más común; (d) escriba los números cuánticos del penúltimo electrón del
ion más común.
3.
Escriba la configuración electrónica y diga cuál es el ion más común que formará el átomo cuyo
penúltimo electrón tiene los siguientes números cuánticos: (a) n = 2; l = 1; m = 0; s = -1/2; y (b)
n = 5; l = 0; m = 0 y s = +1/2.
Respuestas: 2) (c) n = 3, l = 1, m = 0 y s = -1/2; n = 4, l = 2, m = -1 y s = -1/2; n = 5, l = 2, m = +1 y
s = - 1/2; n = 5, l = 3, m = -1 y s = -1/2. (d) n = 3, l = 1, m = 0 y s = -1/2; n = 4, l = 2, m = -1 y s = - 1/2;
n = 5, l = 2, m = +1 y s = -1/2; n = 5, l = 3, m = -1 y s = -1/2. 3) ion más común: (a) no tiene; es gas
noble; (b) +2.
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Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA
Química Básica
2021
INGENIERÍA
APUNTES DE CLASE – QB0
Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA
QUÍMICA I
3.1. Introducción
La química tiene un lenguaje particular que se utiliza en todo el mundo para describir la materia
y las reacciones químicas. Así, cada elemento tiene un símbolo, cada compuesto una fórmula,
y cada cambio o reacción química se puede representar por una ecuación química. Es preciso
que aprendamos cuanto antes a expresarnos en el lenguaje químico, cuyos fundamentos se
encuentran en la nomenclatura tanto inorgánica como orgánica, la cual se sustenta, a su vez en
la teoría atómica y el concepto de valencia.
Como vimos en el primer capítulo, los átomos de los elementos que forman un compuesto, y
los compuestos cuando reaccionan para formar otras sustancias, se combinan en proporciones
definidas. Dichas proporciones son estudiadas, respectivamente, por la estequiometría (del griego
stoicheion = primer principio o elemento y metron = medida) de composición y la estequiometría
de reacción.
En este capítulo y en los siguientes nos referiremos brevemente tanto a la nomenclatura como
a la estequiometria.
3.2. Elementos y símbolos
En las tablas III.1 se muestra algunos elementos comunes y sus símbolos. Estos últimos
están constituidos de una letra mayúscula (yodo = I, p. ej.) o dos letras, la primera mayúscula y la
segunda minúscula (cobre = Cu).
Tabla III.1. Algunos elementos comunes y sus símbolos.
SímElemento
SímElemento
Símbolo
bolo
bolo
Ag plata (argentum)
F
flúor
Ni
Al aluminio
Fe hierro (ferrum)
O
Au oro (aurum)
H
hidrógeno
P
B
boro
He helio
Pb
Ba bario
Hg mercurio
Pt
Bi bismuto
I
yodo
S
Br bromo
K
potasio (kalium)
Sb
C
carbono
Kr kriptón
Si
Ca calcio
Li
litio
Sn
Cd cadmio
Mg magnesio
Sr
Cl cloro
Mn manganeso
Ti
Co cobalto
N
nitrógeno
U
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Elemento
níquel
oxígeno
fósforo
plomo (plumbum)
platino
azufre
antimonio (stibium)
silicio
estaño (stannum)
estroncio
titanio
uranio
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SímElemento
bolo
Cr cromo
Cu cobre (cuprum)
Química Básica
Química Básica
SímElemento
bolo
Na sodio
Ne neón
Símbolo
W
Zn
Elemento
wolframio o tungsteno
zinc
Los nombres y símbolos de los elementos obedecen a distintos causas: nombres antiguos
o en otros idiomas (plomo, Pb del latín plumbum, o plata, Ag de argentum), nombres de planetas
(mercurio, Hg), de ciudades (Californio, Cf) o de sus descubridores (Rutherfordio, Rf, en honor a
Rutherford).
Modernamente se asignan hasta tres letras a aquellos elementos recientemente
descubiertos (generalmente sintéticos). Este nombre está asociado generalmente a su número
atómico: (Uue = ununennio, elemento de número atómico 119). Cuando se oficializa el
descubrimiento se le asigna el símbolo tradicional de una o dos letras.
En la actualidad se han identificado y reconocido 118 elementos, los tres últimos moscovio
(Mc), teneso (Ts) y oganesón (Og), reconocidos por la IUPAC en noviembre de 2016.
En la tabla III.2 se muestra la abundancia de elementos en la corteza terrrestre, océanos y
atmósfera. Nótese que sólo 10 de los 88 elementos naturales conocidos constituyen el 99,2 %.
Tabla III.2. Abundancia de los elementos en la corteza terrestre, océanos y atmósfera.
Porcentaje
Símbol
Porcentaje
Elemento
Símbolo
Elemento
en masa
o
en masa
oxígeno
O
49,5
cloro
Cl
0,19
silicio
Si
25,7
fósforo
P
0,12
aluminio
Al
7,5
manganeso
Mn
0,09
hierro
Fe
4,7
carbono
C
0,08
calcio
Ca
3,4
azufre
S
0,06
99,2
%
sodio
Na
2,6
bario
Ba
0,04 0,7 %
potasio
K
2,4
cromo
Cr
0,033
magnesio
Mg
1,9
nitrógeno
N
0,030
hidrógeno
H
0,87
flúor
F
0,027
titanio
Ti
0,58
zirconio
Zr
0,023
Todos
los
< 0,1
demás
3.3. Fórmulas y compuestos. Átomos y moléculas.
La fórmula química (de una sustancia) es la representación de la composición química en
función de los elementos y la relación en la que los átomos de estos elementos se encuentran
presentes.
Para átomos simples la fórmula química es el símbolo del elemento (moléculas
monoatómicas) o el símbolo con el subíndice apropiado (moléculas poliatómicas del mismo
elemento); p. ej. Na, B, C, O2, Cl2, P4, S8, etc. Algunos elementos existen en más de una forma,
formando sustancias distintas, p. ej. O2 y O3 (oxígeno y ozono).
En algunos casos un mismo elemento existe en un mismo estado físico, pero en diferentes
formas cristalinas, dando lugar al fenómeno de alotropía (las sustancias se llaman alótropos o
sustancias alotrópicas), p. ej. el carbono sólido puede existir en dos formas alotrópicas: C (grafito)
y C (diamante).
Los compuestos tienen 2 o más elementos combinados químicamente en proporciones
fijas, dando lugar a moléculas.
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J
O O
Química Básica
Química Básica
Las moléculas son las unidades fundamentales de los compuestos moleculares. En los
compuestos iónicos (por ejemplo cloruro de sodio = sal común = NaCl) no existen moléculas
sino unidades fórmula. Esta diferencia se analiza en el estudio del enlace químico.
En la tabla III.3 se incluyen algunos compuestos con sus respectivas fórmulas.
Tabla III.3. Nombres y fórmulas de algunos compuestos moleculares comunes.
Nombre
Fórmula
Nombre
Nombre
Fórmula
Agua
Peróxido de hidrógeno
Cloruro de hidrógeno
Ácido sulfúrico
Ácido nítrico
Ácido acético
H2O
H2O2
HCl
H2SO4
HNO3
CH3COOH
Dióxido de azufre
Trióxido de azufre
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
Metano
Etano
SO2
SO3
CO
CO2
CH4
C2H6
Fórmula
Butano
Pentano
Benceno
Metanol (alcohol metílico)
Etanol (alcohol etílico)
Acetona
Amoníaco
NH3
Propano
C3H8
Dietiléter (éter)
C4H10
C5H12
C6H6
CH3OH
CH3CH2OH
CH3COCH3
CH3CH2-OCH2CH3
En la naturaleza encontramos compuestos orgánicos, los cuales tienen enlaces C-C, C-H
o ambos, o compuestos inorgánicos.
Algunos grupos de átomos se comportan como entidades simples. P. ej. el grupo nitro (NO2),
que lo encontramos por partida triple en el compuesto TNT (trinitrotolueno) = C7H5(NO2)3 (dinamita).
Las diferencias entre elementos y compuestos se entienden mejor con el concepto de
átomos y moléculas. La ley de las proporciones definidas (o ley de composición constante) se
explica mediante la teoría atómica, y puede formularse de la siguiente forma:
Diferentes muestras puras de un mismo compuesto siempre contienen los mismos
elementos en la misma proporción en masa; esto corresponde a átomos de estos elementos
combinados en una relación numérica fija.
3.4. Valencia y estados de oxidación.
Cuando los átomos se combinan para formar compuestos, lo hacen recombinando sus
electrones de valencia. Los átomos consiguen más estabilidad en la molécula de un compuesto
cuando completan 8 electrones en su último nivel. Este hecho se conoce como regla del octeto,
de la cual quedan exonerados el hidrógeno y el helio que tienen disponible sólo el nivel 1s en el
cual entran sólo dos electrones (ellos cumplen la regla del dueto).
Por valencia entendemos, por tanto, la capacidad que tiene un átomo de un elemento para
formar enlaces químicos y combinarse con los átomos de otros elementos para formar compuestos.
La valencia es un número, que nos indica la cantidad de electrones que un átomo puede ganar,
perder o compartir con otro átomo o átomos. Diversos autores asignan signo a la valencia.
En términos generales los elementos representativos tienen una valencia positiva
máxima que coincide con el número del grupo, y una valencia negativa que se calcula como (8 –
nº del grupo). Por tanto, los átomos no necesariamente tienen una valencia única.
Los metales de transición, al combinarse con otros átomos, involucran también los
electrones de sus orbitales d, motivo por el cual presentan varias valencias.
Las tierras raras (elementos de transición interna) pertenecen al grupo IIIB y tienen una
estructura electrónica ns2 (n-1)d1 (n-2)fx por lo que sus electrones de valencia son 3 (los dos del
orbital s y el del orbital d). De allí que estos elementos sean muy parecidos entre sí y se encuentren
juntos en la naturaleza, formando compuestos análogos.
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Química Básica
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Un concepto ligado al de valencia es el número de oxidación: carga real o formal asignada
a un átomo cuando está combinado. Metano (CH4) y cloro metano CH3Cl) nos permiten apreciar la
diferencia.
3.5. Valencia y nomenclatura inorgánica.
A fin de estudiar la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, es preciso que
aprendamos (mejor si las memorizamos) las valencias de los elementos más importantes desde el
punto de vista de nuestros estudios de ingeniería (tablas III.4a y b).
Tabla III.4. a) Valencias de los metales.
VALENCIA 1
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
VALENCIAS 1, 2
Cobre
Mercurio
Cu
Hg
VALENCIAS 2, 4
Platino
Plomo
Estaño
Pt
Pb
Sn
VALENCIA 2
Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Zinc
Cadmio
Bario
Radio
VALENCIAS 1, 3
Oro
Talio
VALENCIAS 2, 3, 6
Cromo
VALENCIA 3
Be
Mg
Ca
Sr
Zn
Cd
Ba
Ra
Aluminio
Al
VALENCIAS 2, 3
Níquel
Cobalto
Hierro
VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7
Manganeso
Au
Tl
Cr
Ni
Co
Fe
Mn
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
Tabla III.4. b) Valencias de los no metales.
VALENCIA -1
Flúor
F
VALENCIAS +/-2, 4, 6
Azufre
S
Selenio
Se
Teluro
Te
VALENCIAS +/-2, 4
Carbono
C
VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7
Cloro
Cl
Bromo
Br
Yodo
I
VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5
Nitrógeno
N
VALENCIA 4
Silicio
VALENCIA -2
Oxígeno
O
VALENCIAS +/- 3, 5
Fósforo
P
Arsénico
As
Antimonio
Sb
VALENCIA 3
Boro
B
Si
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
El hidrógeno (H) tiene valencia ± 1.
3.5.1. Reglas básicas de la nomenclatura inorgánica
La IUPAC 1 es la institución científica que establece, entre otras cosas, las normas de
la nomenclatura química, como las que se mencionan a continuación.
a) Formulación
• El componente electropositivo (catión) de la fórmula debe preceder al
electronegativo, aunque en las lenguas latinas se sigue el orden contrario al nombrarlos. Ejemplos:
KBr = bromuro de potasio;
CaO = óxido de calcio;
NaNO3 nitrato de sodio;
1
Siglas en inglés de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (International Union of Pure and Applied Chemistry), la
máxima autoridad mundial en las decisiones sobre nomenclatura química, terminología, métodos estandarizados para la medida,
masas atómicas y muchos otros datos evaluados de fundamental importancia para las ciencias químicas.
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KH = hidruro de potasio.
Existen algunas excepciones en los compuestos binarios entre no metales.
• Como las moléculas son neutras (carga total nula), el número de oxidación
aportado por la parte electronegativa debe ser igual, en valor absoluto, al aportado por la parte
electropositiva. Para conseguirlo, el procedimiento más utilizado es intercambiar las valencias o los
números de oxidación, y como norma general, aunque con excepciones, simplificar los subíndices
resultantes cuando sea posible. Ejemplos:
Ca (2+); Cl (1-) → CaCl2;
Pb (4+); O (2-) → Pb2O4 → PbO2;
I (7+); O (2-) → I2O7
b) Nomenclatura sistemática
Se utilizan prefijos numerales griegos hasta doce, y de trece en adelante números
árabes: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, enea, deca, endeca, dodeca, 13, 14, etc. Están
permitidos también hemi para la relación 1:2 y sesqui para 2:3.
Los grupos de átomos se indican mediante prefijos numéricos multiplicativos (bis,
tris, tetraquis, etc.) sobre todo si el nombre del grupo incluye otros prefijos numerales.
Ejemplos:
FeCl3 = tricloruro de hierro (o tricloruro de monohierro),
CaBr2 = dibromuro de calcio,
Cl2O5 = pentaóxido de dicloro,
Pb(OH)4 = tetrahidróxido de plomo,
Br2O7 = heptaóxido de dibromo
c) Nomenclatura Stock
Se coloca la valencia o número de oxidación en números romanos, entre
paréntesis, a continuación del nombre del elemento. Cuando sea necesario se utiliza el número
árabe cero. Si la valencia es única no es necesario indicarla. Ejemplos:
Fe(OH)2 = Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 = Hidróxido de hierro (III)
d) Nomenclatura tradicional
Es el sistema más antiguo y consiste en designar el estado de mayor valencia por
la terminación ico y el de menor valencia mediante la terminación oso; cuando existe un solo número
de valencia puede emplearse la terminación ico.
La I.U.P.A.C. ha desaconsejado su utilización, pues es confusa cuando el
elemento tiene más de dos valencias, no es aplicable a los compuestos de coordinación y exige
recordar todas las valencias.
Por tradición sigue utilizándose, pero es conveniente abandonarla. Ejemplos:
FeCl3 = cloruro férrico,
CuO = óxido cúprico,
Pb(OH)2 = hidróxido plumboso,
HgH2 = hidruro mercúrico,
SnSO4 = sulfato estannoso.
La tabla III.5 incluye los prefijos y sufijos usados en esta nomenclatura según el
número de valencias del elemento.
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Tabla III.5. Prefijos y sufijos usados en la nomenclatura tradicional.
3 valencias
2 valencias
1 valencia
4 valencias
Hipo_ _oso
_oso
_ico
Per_ _ico
Valencia menor
Valencia mayor
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.2. Óxidos
Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno.
Hay dos clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos).
a) Óxidos básicos
Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno.
Su fórmula general es: M2OX; donde M es un metal y x la valencia del metal (el 2 corresponde a la
valencia del oxígeno).
Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como
subíndices (si la valencia es par se simplifica).
Valencia
Fórmula
N. sistemática
1
Na2O
Ca2O2 = CaO
Fe2O2 = FeO
Fe2O3
Pb2O4 = PbO2
Monóxido de disodio
Monóxido de calcio
Monóxido de hierro
Trióxido de dihierro
Dióxido de plomo
2
3
4
N. Stock
(la más frecuente)
Óxido de sodio
Óxido de calcio
Óxido de hierro (II)
Óxido de hierro (III)
Óxido de plomo (IV)
N. tradicional
Óxido sódico
Óxido cálcico
Óxido ferroso
Óxido férrico
Óxido plúmbico
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
b) Óxidos ácidos (anhídridos)
Son compuestos binarios formados por la combinación de un no metal y oxígeno. Su
fórmula general es: N2OX; donde N es un no metal y la x la valencia del no metal (el 2 corresponde a la
valencia del oxígeno).
Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices
(si la valencia es par se simplifica).
Valencia
1
2
3
4
5
6
7
Fórmula
N. sistemática
(la más frecuente)
F2O
Monóxido de diflúor
Cl2O
SO
I2 O3
SeO2
Br2O5
SO3
I2 O7
Monóxido de dicloro
Monóxido de azufre
Trióxido de diyodo
Dióxido de selenio
Pentaóxido de dibromo
Trióxido de azufre
Heptaóxido de diyodo
N. Stock
N. tradicional
Anhídrido hipofluoroso
(excepción a la norma general
de prefijos y sufijos)
Óxido de cloro (I)
Anhídrido hipocloroso)
Óxido de azufre (II)
Anhídrido hiposulfuroso
Óxido de Iodo (III)
Anhídrido yodoso
Óxido de selenio (IV) Anhídrido selenioso
Óxido de bromo (V)
Anhídrido brómico
Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico
Óxido de yodo (VII)
Anhídrido peryódico
Óxido de flúor
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
La nomenclatura tradicional de los óxidos de nitrógeno es un tanto especial:
Valencia
2
4
3
5
Fórmula
NO
NO2
N. sistemática *
N. Stock *
N2O3
N2O5
N. tradicional
Óxido nitroso
Óxido nítrico
Anhídrido nitroso
Anhídrido nítrico
*Escribe los nombres que faltan en la tabla. También existen el N2O y el N2O4.
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
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3.5.3. Hidruros
Son compuestos binarios formados por un metal e hidrógeno. Su fórmula general es:
MHX; donde M es un metal y x la valencia del metal. El hidrógeno siempre tiene valencia -1.
Valencia
1
2
3
4
Fórmula
NaH
FeH2
FeH3
SnH4
N. sistemática
Monohidruro de sodio
Dihidruro de hierro
Trihidruro de hierro
Tetrahidruro de estaño
N. Stock
(la más frecuente)
Hidruro de sodio
Hidruro de hierro (II)
Hidruro de hierro (III)
Hidruro estaño (IV)
N. tradicional
Hidruro sódico
Hidruro ferroso
Hidruro férrico
Hidruro estánnico
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.4. Hidruros de no metales
Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, carbono, silicio y
boro que forman compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales admitidos por la
IUPAC ya que son los más utilizados por los químicos y aparecen preferentemente en la bibliografía.
Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro funcionan con la valencia -3 mientras
que el carbono y el silicio lo hacen con valencia -4.
Se llaman también hidruros volátiles y su diferencia con los ácidos hidrácidos es
que no tienen propiedades ácidas.
NH3
N2H4
PH3
P2H4
AsH3
As2H4
BH3
B2H6
SbH3
Si2H6
BiH3
N. tradicional
(la más usada)
Amoniaco
Hidracina
Fosfina
Difosfina
Arsina
Diarsina
Borano
Diborano
Estibina
Disilano
Bismutina
Trihidruro de nitrógeno
Tetrahidruro de dinitrógeno
Trihidruro de fósforo
Tetrahidruro de difósforo
Trihidruro de arsénico
Tetrahidruro de diarsénico
Trihidruro de boro
Hexahidruro de diboro
Trihidruro de antimonio
Hexahidruro de disilicio
Trihidruro de bismuto
CH4
SiH4
Metano
Silano
Tetrahidruro de carbono
Tetrahidruro de silicio
Valencia
Fórmula
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
4
4
N. sistemática
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.5. Ácidos hidrácidos
Son compuestos binarios formados por un no metal e hidrógeno. Los no metales que
forman estos ácidos son los siguientes:
• Flúor, cloro, bromo, yodo (todos con valencia 1)
• Azufre, selenio, teluro (todos con valencia 2).
Su fórmula general es HxN, donde N es el no metal y la x la valencia del no metal.
(El hidrógeno funciona con valencia 1).
Valencia
1
1
1
1
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Fórmula*
HF
HCl
HBr
HI
N. tradicional *
(cuando está en
disolución)
Ácido fluorhídrico
Ácido clorhídrico
N. tradicional * (cuando
está en estado puro)
Fluoruro de hidrógeno
Cloruro de hidrógeno
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Valencia
Fórmula*
N. tradicional *
(cuando está en
disolución)
Ácido sulfhídrico
2
H2S
2
2
Ácido telurhídrico
* Escribe los datos que faltan en la tabla
N. tradicional * (cuando
está en estado puro)
Sulfuro de hidrógeno
Seleniuro de hidrógeno
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.6. Ácidos oxácidos
Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se
obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua
(H2O).
Su fórmula general es: H2O + N2Ox = HaNbOc; donde H es el hidrógeno, N el no
metal y O el oxígeno.
Valencia
1
2
3
4
5
6
7
Fórmula
F2O + H2O = H2F2O2 = HFO
SO + H2O = H2SO2
Cl2O3 + H2O = H2Cl2O4 = HClO2
S2O + H2O = H2SO3
Cl2O5 + H2O = H2Cl2O6 = HClO3
SO3 + H2O = H2SO4
Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 = HClO4
N. tradicional
Ácido hipofluoroso
Ácido hiposulfuroso
Ácido cloroso
Ácido sulfuroso
Ácido clórico
Ácido sulfúrico
Ácido perclórico
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
El nitrógeno sólo forma ácidos oxácidos con la valencias 3 y 5.
Valencia
3
5
Fórmula
N. tradicional
Ácido nitroso
Ácido nítrico
* Escribe los datos que faltan en la tabla
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales:
• Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua tenemos los
ácidos META:
Valencia
3
5
Fórmula
P2O3 + H2O = HPO2
P2O5 +H2O = HPO3
N. tradicional
Ácido metafosforoso
Ácido metafosfórico
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
• Si a los óxidos correspondientes se les suma dos moléculas de agua tenemos
los ácidos PIRO:
Valencia
3
5
Fórmula
P2O3 + 2H2O = H4P2O5
P2O5 +2H2O = H4P2O7
N. tradicional
Ácido pirofosforoso
Ácido pirofosforico
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
• El fósforo, arsénico y antimonio forman los ácidos ORTO cuando se les suman 3
moléculas de agua a los óxidos correspondientes:
Valencia
Fórmula
3
P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3
5
P2O5 +3H2O = H6P2O8 = H3PO4
N. tradicional
Ácido ortofosforoso (A. Fosforoso)
Ácido ortofosfórico (A. Fosfórico)
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
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Hay algunos metales que también forman ácidos, como el cromo y el manganeso:
Valencia
6
6
Valencia
6
7
Fórmula
CrO3 + H2O = H2CrO4
* Cr2O6 +H2O = H2Cr2O7
N. tradicional
Ácido crómico
Ácido dicrómico
Fórmula
MnO3 + H2O = H2MnO4
Mn2O7 + H2O = H2Mn2O8 = HMnO4
N. tradicional
Ácido mangánico
Ácido permangánico
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.7. Sales de ácidos hidrácidos
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos del ácido hidrácido correspondiente por un
metal. Se nombran con el nombre del no metal terminado en –uro seguido del nombre del metal.
Si el metal tiene más de una valencia se indica al final, en números romanos y entre paréntesis. El
número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal.
Ácido hidrácido
HF
HCl
HBr
HI
H2S
H2Se
H2Te
Fórmula
CaF2
FeCl3
N. stock
(la más común)
Fluoruro de calcio
Cloruro de hierro (III)
Bromuro de cadmio
Yoduro de cromo (II)
N. tradicional
Fluoruro cálcico
Cloruro férrico
Pt2S4 = PtS2
Al2Se3
Telururo aúrico
* Escribe los datos que faltan en la tabla.
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.8. Sales de ácidos oxácidos
Son compuestos ternarios formados por un metal, un no metal y el oxígeno. Se
obtienen a partir de los ácidos oxácidos sustituyendo los hidrógenos de éstos por un metal.
Estudiaremos dos tipos de sales de ácidos oxácidos, las neutras y las ácidas.
a) Sales neutras
Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal.
La valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido sin los hidrógenos. El número de
hidrógenos que se le quiten al ácido se le ponen como subíndice al metal.
Se nombran sustituyendo los sufijos que utilizábamos en el ácido (-oso e –ico)
por los sufijos -ito y -ato respectivamente.
Prefijos y sufijos utilizados en los Prefijos y sufijos utilizados en las
ácidos
sales
HIPO-OSO
HIPO-ITO
-OSO
-ITO
-ICO
-ATO
PER
-ICO
PER-ATO
Regla nemotécnica: Cuando el OSO toca el pITO, perICO toca el silbATO.
Ácido de partida
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
H2SO2
H2SO3
H2SO4
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Nombre del ácido
Ácido hipocloroso
Ácido cloroso
Ácido clórico
Ácido perclórico
Ácido hiposulfuroso
Sal
Ca(ClO)2
Ca(ClO2)2
Sn(ClO3)4
Li(ClO4)
Ca2(SO2)2 = Ca(SO2)
Pb2(SO3)4 = Pb(SO3)2
Al2(SO4)3
Nombre de la sal
Hipoclorito de calcio
Clorito de calcio
Clorato de estaño (IV)
Perclorato de litio
Hiposulfito de calcio
Sulfito de plomo (IV)
Sulfato de aluminio
Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
Ácido de partida
H4P2O7
H3AsO3
Nombre del ácido
Ácido pirofosfórico
Ácido ortoarsenioso
Sal
Nombre de la sal
Pirofosfato de hierro (III)
Ortoarsenito de potasio
Fe4(P2O7)3
K3(AsO3)
* Escribe los datos que faltan en la tabla
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
b) Sales ácidas
Son compuestos que se obtienen sustituyendo parte de los hidrógenos de un
ácido oxácido por un metal. El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como
subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido.
Se nombran con la palabra hidrógeno precedida de los prefijos di- (H2), tri- (H3)
seguido del nombre de la sal correspondiente.
Forman sales ácidas los no metales siguientes: S, Se, Te, y los ácido piro y orto
del P, As y Sb.
Ácido de partida
H2SO2
H2SO3
H2SO4
H4As2O5
Nombre del ácido
Ácido hiposulfuroso
Ácido sulfuroso
Ácido sulfúrico
Ácido piroarsenioso
H4Sb2O5
Ácido piroantimonioso
Sal
Ca(HSO2)2
Pb(HSO3)4
Cr(HSO4)3
Sr(H3As2O5)2
Mg2(H2Sb2O5)2 =
Mg(H2Sb2O5)
Nombre de la sal
Hidrógeno hiposulfito de calcio
Hidrógeno sulfito de plomo (IV)
Hidrógeno sulfato de cromo (III)
Trihidrógeno piroarsenito de estroncio
Dihidrógeno piroantimonito de magnesio
Trihidrógeno pirofosfito de calcio
Dihidrógeno ortofosfito de potasio
Hidrógeno ortofosfito de magnesio
Hidrógeno carbonato de sodio =
BICARBONATO SÓDICO
* Escribe los datos que faltan en la tabla
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.9. Peróxidos
2-
Se caracterizan por llevar el grupo PEROXO (- O – O -) también representado O2 .
Los podemos considerar como óxidos con más oxígeno del que corresponde por la valencia de
este elemento.
Valencia
1
1
2
2
Fórmula
H2O2
Na2O2
Ca2O4 = CaO2
Ba2O4 = BaO2
Nomenclatura
Peróxido de hidrógeno = Agua oxigenada
Peróxido de sodio
Peróxido de calcio
Peróxido de bario
Peróxido de potasio
Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm
3.5.10. Compuestos iónicos como seudobinarios
Muchos compuestos iónicos ternarios pueden formularse fácilmente de la forma
sencilla como lo hacen aquellos binarios; es decir, intercambiando las valencias, que en el caso de
los iones coincide con las cargas de los iones. Para ello hace falta aprender a reconocer los iones
más comunes, tanto positivos (cationes) como negativos (aniones). En la tabla III.6 se incluyen
algunos cationes y aniones de uso común que deberíamos conocer (memorizar).
Así, por ejemplo, la fórmula del sulfato de aluminio puede escribirse fácilmente
conociendo las fórmulas de los iones:
Aluminio  Al3+
Sulfato  SO 24−
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Intercambiando cargas, la carga 3 del Al pasa como
subíndice del sulfato y la carga 2 del sulfato pasa al Al: Al2
(SO4)3
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Química Básica
Química Básica
Tabla III.6. Fórmulas de algunos cationes y aniones comunes.
Catión
Fórmula
Anión
Fórmula
Aluminio
Al3+
Bromuro
Br-
Amonio
NH +4
Carbonato
CO 32−
Bario
Ba2+
Carbonato ácido o bicarbonato
HCO 3−
Cadmio
Cd2+
Cianuro
CN-
Calcio
Ca2+
Clorato
ClO 3−
Cesio
Cs+
Cloruro
Cl-
Cinc
Zn2+
Cromato
CrO 24−
Cobalto (II) o cobaltoso
Co2+
Dicromato
Cr2 O 72−
Cobre (I) o cuproso
Cu+
Fosfato
PO 34−
Cobre (II) o cúprico
Cu2+
Fosfato ácido
HPO 24−
Cromo (III) o crómico
Cr3+
Fosfato diácido
H2PO 4−
Estaño (II) o estañoso
Estroncio
Hidrógeno
Sn2+
Sr2+
H+
Fluoruro
Hidróxido
Hidruro
FOHH-
Hierro (II) o ferroso
Fe2+
Nitrato
NO 3−
Hierro (III) o férrico
Fe3+
Nitrito
NO 2−
Litio
Magnesio
Li+
Mg2+
Nitruro
Óxido
N3O2-
Manganeso (II) o manganoso
Mn2+
Permanganato
MnO −4
Mercurio (I) o mercurioso
Hg22+
Peróxido
O 22−
Mercurio (II) o mercúrico
Hg2+
Sulfato
SO 24−
Plata
Ag+
Sulfato ácido o bisulfato
HSO −4
Plomo (II) o plumboso
Pb2+
Sulfito
SO 32−
Potasio
Sodio
K+
Na+
Sulfuro
Tiocianato
Yoduro
S2SCNI-
3.6. Reacciones químicas y ecuaciones químicas
Las reacciones químicas son los procesos naturales o industriales en los que unas
sustancias (elementos o compuestos) reaccionan para formar otras distintas. Tales procesos se
representan o modelan mediante sus respectivas ecuaciones químicas. Dichas reacciones deben
ser cuidadosamente analizadas, ya que el lenguaje de la química nos permite concentrar en ellas
gran cantidad de información valiosa.
Cuando se combinan dos o más sustancias no lo hacen de cualquier modo, sino cumpliendo
algunas leyes ya vistas: la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas.
En ellas se basan los cálculos estequiométricos que veremos más adelante y que nos permiten
predecir la cantidad de reactivos necesarios para obtener una determinada cantidad de productos.
Debido a la gran cantidad de reacciones químicas existentes resulta muy difícil clasificarlas.
Sin embargo, las agruparemos con una clasificación primaria que englobe la mayor parte de ellas.
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3.6.1. Información contenida en una ecuación química
Una ecuación química, al igual que una ecuación algebraica, representa una o
equivalencia. En el caso de la ecuación química se trata de una equivalencia en masa: la ley de la
conservación de la masa nos dice que la masa de los productos es exactamente igual a la masa de
los reactivos, ya que la masa no se crea ni se destruye, sino que sólo se transforma. En este
principio se sustenta el balanceo de ecuaciones químicas que veremos más adelante.
Una ecuación química nos indica los reactivos y productos y sus respectivos
estados de agregación: sólido (s), líquido (l), gas (g) y acuoso (aq) o en solución. Nos indica
también las proporciones relativas en que estos se combinan a través de los coeficientes
estequiométricos que representan el número de moles de cada sustancia.
Reactivos y productos aparecen separados por un signo: flecha hacia la derecha (→),
si se trata de una reacción irreversible (que se produce en un solo sentido) o flechas a ambos
sentidos () si se trata de una reacción reversible, que alcanza el equilibrio 2.
Adicionalmente la ecuación química aporta otros datos de interés, como las
condiciones de reacción: temperatura, presión, calentamiento, presencia de catalizadores, etc.,
así como la precipitación () de sustancias sólidas y/o desprendimiento () de gases. Finalmente,
la llamada ecuación termoquímica nos da los valores de energía involucrados en cada proceso
(calor de reacción).
Así, la ecuación:
2SO2(g) + O2(g)
V2O5
400 ºC
2SO3(g)
nos indica que dos moles de dióxido de azufre gaseoso reaccionan con 1 mol de oxígeno gaseoso
para dar como producto 2 moles de trióxido de azufre gaseoso mediante un proceso que ocurre a
una temperatura de 400 ºC y en presencia del catalizador pentóxido de vanadio.
Del mismo modo, la ecuación:
CaCO3(s)
∆
800 ºC
CaO(s) + CO2(g)
nos indica que 1 mol de carbonato de calcio sólido se descompone mediante calentamiento (∆) a
800 ºC en óxido de calcio o cal viva (sólida) con desprendimiento de gas dióxido de carbono.
∆H = -92,6 kJ/mol corresponde a la
La ecuación: 3N2(g) + 2H2(g)  2NH3(g)
síntesis del amoníaco y nos indica, entre otras cosas, que en la formación de 1 mol de amoníaco
gaseoso a partir de sus elementos gaseosos se liberan 92 kJ de calor (es, por tanto, una reacción
exotérmica) en un proceso reversible; es decir, que alcanza el equilibrio.
Cuando leemos un libro de química debemos, por tanto, analizar cuidadosamente
las ecuaciones químicas a fin de poder obtener de ellas toda la información que nos proporcionan.
3.6.2. Tipos de reacciones químicas
Veremos una clasificación breve que comprende, sin embargo, la mayor parte de
reacciones conocidas, tanto orgánicas como inorgánicas. Una reacción química podría clasificarse
bajo más de uno de los tipos que a continuación mencionaremos.
a) Reacciones de combinación
Representan la obtención de un compuesto a partir de sus elementos (en cuyo
caso se llama propiamente síntesis), o de un compuesto y un elemento, o de dos compuestos.
Como ejemplos veamos:
• Síntesis del agua será: H2(g) + O2(g)  H2O(g)
• Síntesis del cloruro de sodio o sal común: 2Na(s) + Cl2(g)  2NaCl(s)
2 El concepto de equilibrio químico lo estudiarán en Química General II.
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• Obtención de pentacloruro de fósforo: PCl3(l) + Cl2(g)  PCl5(s)
• Formación del hidróxido de calcio: CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2
b) Reacciones de descomposición
Son aquellas en las cuales un compuesto se descompone para producir (1) dos
elementos, (2) uno o más elementos y uno o más compuesto, o (3) dos o más compuestos. Veamos
los siguientes ejemplos:
• Electrólisis del agua: H2O(g)  H2(g) + O2(g)
• Descomposición del clorato de potasio: 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g)
• Descomposición térmica del carbonato de calcio o piedra caliza, ya vista antes:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
c) Reacciones de desplazamiento
Son aquellas en las cuales un elemento desplaza a otro.
Así tenemos que un metal más activo puede desplazar a uno menos activo de sus
sales, cuando estas están disueltas en agua (en solución acuosa). Por ejemplo, el zinc, más activo,
desplaza al cobre, menos activo, del sulfato: Zn(s) + CuSO4(aq)  Cu(s) + ZnSO4(aq).
Los metales activos también pueden desplazar al hidrógeno de los ácidos no
oxidantes, liberándolo. Ejemplo: Zn(s) + H2SO4(aq)  ZnSO4(aq) + H2(g) .
Los no metales más activos desplazan a los no metales menos activos de sus
sales. Por ejemplo, siendo el cloro más activo que el bromo, lo desplaza de sus sales iónicas (fijarse
en la representación de la sal iónica): Cl2(g) + 2[Na+(aq) + Br-(aq)]  2[Na+(aq) + Cl-(aq)] + Br2(l).
d) Reacciones de doble desplazamiento o metátesis
En muchas reacciones en solución acuosa las sustancias iónicas constituidas por
un catión y un anión “cambian de pareja” dando lugar a nuevas sustancias, sin cambios en los
números de oxidación. Dichas sustancias se denominan de doble sustitución o metátesis. Entre
ellas se encuentran las reacciones:
• Ácido-base o neutralización: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l).
• De precipitación, o formación de una sustancia sólida a partir de dos soluciones
líquidas: Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq)  PbCrO4(s)  + 2KNO3(aq).
e) Reacciones con formación de gases
Son aquellas reacciones en solución acuosa en las cuales el producto de reacción
es un gas soluble o ligeramente soluble en agua, a pesar de que los reactivos no sean gaseosos.
Los gases solubles que más comúnmente se ven involucrados en estas reacciones son el cloruro
de hidrógeno, HCl(g) y el amoniaco, NH3(g). Todos los demás gases son insolubles en agua; por
tanto, se desprenden de la solución de reacción.
Por ejemplo, al añadir unas gotas de ácido clorhídrico sobre piedra caliza
(carbonato de calcio) se observa un burbujeo. Podemos escribir: 2HCl(aq) + CaCO3(s) 
 CaCl2(aq) + H2CO3(aq); pero como el ácido carbónico (H2CO3) es un ácido débil inestable que
se descompone en CO2(g) y agua(l): 2HCl(aq) + CaCO3(s)  CaCl2(aq) + CO2(g)  + H2O(l).
f) Reacciones redox
Son aquellas que se producen con transferencia de electrones (con cambio en los
números de oxidación). No son tan evidentes como las anteriores. Las veremos más adelante. Las
reacciones de síntesis y las de combustión son ejemplos de este tipo de reacciones.
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3.7. Balanceo de ecuaciones químicas
El balanceo de ecuaciones consiste en aplicar la ley de la conservación de la masa, de modo
que en ambos miembros de la ecuación quede el mismo número de átomos de cada especie, de
modo que la masa de cada elemento es la misma.
Existen tres métodos para balancear una ecuación química. Veremos (1) el método de
simple inspección y (2) el método de coeficientes indeterminados. Los (3) métodos de igualación o
balanceo de reacciones redox se verán en el curso de Química General 2.
3.7.1. Balanceo por simple inspección
En este método sólo necesitamos fijarnos en primer lugar en aquellas sustancias que
sólo aparecen una vez en ambos miembros; estas son las primeras que se balancean, dejando para
el final aquellos elementos que aparecen en más de dos sustancias.
3.7.2. Balanceo por coeficientes indeterminados
Es un método algebraico que consiste en formular ecuaciones que representan la
igualdad de número de átomos en ambos miembros, asignando una variable a cada coeficiente
estequiométrico desconocido. La solución de dichas ecuaciones nos da los coeficientes
estequiométricos buscados.
Ejemplo 3.1. Ajuste la ecuación química que representa la reacción entre el aluminio y el ácido
clorhídrico para obtener cloruro de aluminio e hidrógeno.
Solución: La ecuación sin ajustar es: Al + HCl  AlCl3 + H2
Usando la simple inspección:
al haber 3 Cl en el 2º miembro, colocamos un 3 como coeficiente del HCl:
Al + 3HCl  AlCl3 + H2
Ahora ajustamos el H:
Al + 3HCl  AlCl3 + 3/2H2
Conservando coeficientes enteros (todo por 2):
2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2
Y la ecuación queda ajustada: 2Al, 6H y 6Cl en ambos miembros.
Usando el método de los coeficientes indeterminados: aAl + bHCl  cAlCl3 + dH2
Procedemos a ajustar algebraicamente planteando una ecuación por cada elemento:
Tenemos 3 ecuaciones y 4 incógnitas. Para resolver,
Para el Al:
a=c
(1)
asignamos arbitrariamente a = 1, con lo cual de (1): c = 1;
Para el H:
b = 2d
(2)
de (3): b =3; y de (2): d = 3/2.
Para el Cl:
b = 3c
(3)
Llegamos, pues a la misma solución: 1Al + 3HCl  AlCl3 + 3/2H2 ≡ 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2
3.8. Reacciones que incluyen sustancias gaseosas
Como ya se ha visto en los ejemplos anteriores, muchas reacciones químicas involucran
gases, los cuales tienen sus propias leyes que correlacionan la masa o los moles y sus variables
de estado: presión, volumen y temperatura.
Llamamos gas ideal a aquél que sigue el modelo de la teoría cinético molecular de los
gases, modelo teórico simplificado que vale para todos los gases, aún cuando son pocos los que
realmente siguen este modelo. Por ello en Química General 1 se estudiarán las leyes de los gases
con los gases reales, éstos últimos son los que no obedecen esta ley general bien sea por su
naturaleza como por sus condiciones (P, V y T).
La ley general de los gases ideales se representa matemáticamente como PV = nRT. En
esta expresión R es la llamada constante universal de los gases, que puede expresarse en varias
unidades, así, R vale 0,082057 atm·L/mol·K o bien 8,314 J/mol·K.
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Dependiendo del valor de R utilizado, las demás variables tienen las siguientes unidades,
respectivamente: P es la presión en atmósferas o en Pascales (N/m2), V es el volumen en litros o
en metros cúbicos; n es el número de moles (igual en ambos casos) y T es la temperatura
absoluta, en Kelvin en ambos casos.
La ley general de los gases ideales resume todas las leyes de los gases ideales que a
continuación se resumen:
• Ley de Boyle (1662): a una temperatura dada, el producto de la presión por el volumen
de una masa definida de gas es constante; o bien: P·V = k (a T = cte.). Para dos estados
de un mismo gas, uno inicial: P1, V1 y T1, y otro final: P2, V2 y T2; donde T1 = T2
(temperatura constante)  P1·V1 = P2·V2.
• Ley de Charles y Gay-Lussac (1783): a presión constante, el volumen ocupado por
una masa definida de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta: V =
= k·T (a P = cte.). Para dos estados de un mismo gas, uno inicial: P1, V1 y T1, y otro final:
P2, V2 y T2; donde P1 = P2 (presión constante)  (V1/T1) = (V2/T2).
• Ley de Avogadro (1811): a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de
gases contienen el mismo número de moléculas; o bien: V = k·n (a P y T = ctes.). Para
dos estados de un mismo gas, uno inicial: P1, V1 y T1, y otro final: P2, V2 y T2; donde P1
= P2 (presión constante) y T1 = T2 (temperatura constante)  (V1/n1) = (V2/n2), donde n
representa el número de moles.
Cuando se trabaja con gases es importante conocer las condiciones estándar: P = 1 atm
y T = 273,15 K (0 ºC). Un mol de un gas ideal ocupa 22,4 L en condiciones estándar (CE),
llamadas también condiciones normales de temperatura y presión (CNTP).
Ejemplo 3.2. Un globo meteorológico lleno con helio tiene un volumen de 7240 p3. Determine la
masa de helio necesaria para llenar este globo a la presión de 745 torr a 21 ºC.
Solución:
Conversión de volumen: p3 a L  7240 p3 *(12 pulg/p)3 *(2,54 cm/pulg)3 *(10-3 L/cm3) = 2,05x 105 L.
Conversión de presión de torr a atm: como 1 atm = 760 torr  745 torr =
Según la ley de los gases ideales: P·V = n·R·T =
para el helio  m =
745 torr
= 0,9803 atm.
torr
760
atm
m
·R·T donde PF es el peso fórmula = 4 g/mol
PF
P·V·(PF)He
(0,9803 atm)·(2,05 x10 5 L)·(4 g/mol)
= 3,33 x 104 g o bien 33,33 kg
=
R·T
(0,082 atm·L/mol· K)·(21 + 273,15) K
de He.
Ejemplo 3.3. En la reacción combustión de una cierta cantidad de propano se producen 20 kg de
vapor de agua. En el supuesto que el vapor de agua se comporte como gas ideal, (a) ¿qué volumen,
en metros cúbicos, ocupará en CNTP? (b) ¿Y en condiciones ambientales?
Solución:
(a) CNTP: 1 atm y 273,15 K (0 ºC); y como P·V = n·R·T =
( 20 kg·103
peso fórmula del H2O: 18
g
mol
V=
g
)·(0,082
m
m R·T
·R·T  V =
·
; donde PF es el
PF
PF P
atm·L
kg
mol·K
(18 g/mol)·(1 atm)
)·(273,15 K)
·10 −3 (
m3
L
) = 24,89 m3.
(b) Condiciones ambientales: 1 atm y 298 K (≈ 25 ºC) 
V=
(20 kg·10 3 g/kg)·(0,082 atm·L/mol·K)·(298,15 K) −3
·10 (m 3 / L ) = 27,16 m3.
(18 g/mol)·(1 atm)
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Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I
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Química Básica
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3.9. Formas de representar las moléculas
La formulación que hemos estudiado nos da la fórmula global o de unidad fórmula, la cual
representa la composición de la sustancia, pero no nos da ninguna información acerca del
ordenamiento ni la distribución espacial de la misma. Para ello tenemos las fórmulas estructurales
y los modelos espaciales. Así, por ejemplo, para el metano, podemos ver (figura 3.1) las diferentes
representaciones.
Fórmula global o de unidad
fórmula
Fórmula estructural
Modelo espacial
CH4
Figura 3.1. Diferentes formas de representar las moléculas.
La fórmula global sólo nos indica que hay 4 átomos de hidrógeno por cada átomo de
carbono. La fórmula estructural ya nos dice que el átomo central es el átomo de carbono al cual se
encuentran unidos los átomos de hidrógeno, pero no nos dice nada acerca de la distribución
espacial. El modelo espacial (en este caso modelo de bolas y varillas) nos deja claro que se trata
de una molécula tetraédrica, con el átomo de carbono ocupa el centro del tetraedro y los átomos de
hidrógeno se ubican en los vértices del mismo.
Para los modelos espaciales también encontramos la representación de llenado espacial.
Algunos ejemplos se ven en la figura 3.2.
Figura 3.2. Modelos de llenado espacial.
EJERCICIOS PROPUESTOS
GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos:
Ácidos especiales
Ácidos hidrácidos
Alotropía
Anhidridos
Aniones
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Fórmula estructural
Fórmula global
Gas ideal
Gas real
Hidruros
Peróxidos
Precipitación
Reacción de combinación
Reacción de descomposición
Reacción de desplazamiento
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Balanceo de ecuaciones químicas
Hidruros volátiles
Calor de reacción
Catalizador
Cationes
CNTP
Coeficiente estequiométrico
Compuesto binario
Compuesto ternario
Compuestos seudobinarios
Condiciones estándar
Constante universal de los gases
Desprendimiento gaseoso
Ecuación química
Electrones de valencia
Elementos representativos
Estado de oxidación
Estequiometria
Fórmula
IUPAC
Ley de Avogadro
Ley de Boyle
Ley de Charles
Ley de Charles y Gay-Lussac
Ley general de los gases ideales
Metátesis
Modelo de bolas y varillas
Modelo de llenado espacial
Modelo espacial
Nomenclatura sistemática
Nomenclatura Stock
Nomenclatura tradicional
Número de oxidación
Óxidos
Óxidos ácidos
Óxidos básicos
Reacción de doble
desplazamiento
Reacción irreversible
Reacción química
Reacción reversible
Reacciones redox
Regla del octeto
Sales
Sales ácidas
Sales haloideas
Sales neutras
Sales oxisales
Símbolo
Síntesis
Temperatura absoluta
Unidad fórmula
Valencia
PROBLEMAS
1.
Escriba la fórmula del compuesto iónico formado entre cada uno de los siguientes pares de
23iones y escriba su nombre correcto: (a) Na+ y S2-; (b) Al3+ y SO4 ; (c) K+ y PO4 ; (d) Mg2+ y NO3 ;
2(e) Fe3+ y SO4 .
2.
Complete la siguiente tabla:
Fórmula
Nomenclatura sistemática
Nomenclatura Stock
Nomenclatura tradicional
Fe2S3
Hidruro de litio
Óxido de plomo (IV)
Ácido hipofluoroso
Ca(H2PO4)2
3.
Escriba las ecuaciones químicas que representen, e indique qué tipo de reacciones son: (a) la
combustión del carbón que quemamos en una parrillada; (b) La reacción que ocurre en el
soplete de soldadura oxiacetilénica; (c) la obtención de yeso de construcción a partir de yeso
de mina; (d) la electrólisis del agua; (e) el crackig o craqueo catalítico; (f) la corrosión del hierro.
4.
Una burbuja de aire esférica de 2,0 cm de diámetro que se forma en el fondo del mar, donde la
temperatura es de 14 ºC, la presión es de 3,25 atm, asciende hasta la superficie donde la
temperatura es de 28 ºC. (a) Determine el volumen en cm3 de la burbuja en la superficie;
(b) ¿Qué masa de aire contiene la burbuja? Asuma que el aire tiene un peso fórmula promedio
de 29 g/mol.
5.
(a) Deduzca el peso fórmula promedio del aire sabiendo que está constituido por el 21 % de
oxígeno y el 79 % de nitrógeno en volumen. (b) ¿Cuánto aire (en kilogramos) entra en el salón
de clases en las condiciones ambientales? Suponga que las dimensiones del aula son: l (largo)
x a (ancho) x h (altura) = 15,0 m x 7,0 m x 3,5 m.
6.
Balancee por coeficientes indeterminados la reacción de combustión de la gasolina. Asuma que
la gasolina es principalmente heptano líquido.
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Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I
INGENIERÍA
Química Básica
2021
APUNTES DE CLASE – QB0
Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA
QUÍMICA II
4.1. Introducción
Una vez aprendido el lenguaje elemental de la química que nos permite representar
elementos, compuestos y reacciones químicas a través de símbolos, fórmulas y ecuaciones,
respectivamente, entenderemos mejor la información que nos proporcionan las ecuaciones
químicas.
El paso siguiente consiste en utilizar esta valiosa información para evaluar
cuantitativamente un proceso. Precisamente la estequiometría, que veremos en este capítulo, es
otro aspecto importante del lenguaje cuantitativo de la química, pues nos permitirá responder a las
preguntas: ¿qué cantidad de reactivos son necesarios para obtener una determinada cantidad de
producto? o bien ¿qué cantidad de producto puedo obtener a partir de los reactivos con los cuales
cuento?
Ambas preguntas tienen un innegable interés industrial, no sólo porque en ese análisis se
sustenta la evaluación técnica y económica de un proceso. No perdamos de vista que en la
ingeniería nos interesa optimizar soluciones; es decir, debemos escoger entre varias alternativas
aquella mejor en términos técnicos y económicos. La estequiometría (que en el fondo es un balance
de materiales) junto con otros conocimientos técnicos que iremos adquiriendo, está a la base de la
predicción y el diseño de un proceso o una planta industrial.
4.2. El concepto de mol y el peso fórmula
En el trabajo diario de laboratorio, en las aplicaciones domésticas y, con mucha mayor razón
en la industria, se manejan cantidades de sustancias que contienen un elevado número de átomos,
moléculas o iones (partículas en general).
Por otro lado, hemos visto (ley de las proporciones definidas) que en una reacción química
estas partículas se combinan en cantidades fijas, proporcionales a esas unidades discretas
(átomos, moléculas o iones).
Por ejemplo, cuando se combinan H2 y O2 para formar H2O, lo hacen a través de la siguiente
reacción: 2H2 + O2  2H2O, que nos indica que dos moléculas de hidrógeno se combinan con una
de oxígeno para formar dos moléculas de agua.
En consecuencia, necesitamos una unidad de medida de cantidad de sustancia que
contenga un número determinado de partículas, ya que la masa en gramos no es lo más adecuado.
Necesitamos algo como la docena (12 unidades), el ciento (100 unidades), la gruesa (12 docenas
o 144 unidades). En el caso de la química se utiliza el mol:
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1 mol = 6,02x1023 partículas (átomos, moléculas o iones).
Número de Avogadro: N = 6,02x1023
Mol = cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas o iones) como
átomos hay en exactamente 0,012 kg de átomos de carbono-12 puro.
Si bien en la práctica pesamos las sustancias (generalmente usamos una balanza), el mol
nos indica cuántas partículas hay presentes en una determinada masa de sustancia.
Ocurre algo análogo a lo que pasa con los huevos, que podemos comprarlos por docenas o
por kilogramos; dependiendo del tamaño, una docena de huevos puede pesar más o menos, pero
en una docena de huevos, sean del tamaño que sean, siempre habrá 12 unidades.
Del mismo modo, un mol de sustancia, independientemente de cuanto pese, siempre
contiene un número de Avogadro (N = 6,02x1023) de partículas:
La masa de un mol de átomos de un elemento puro (masa molar o peso fórmula) en gramos
coincide con su peso atómico en uma (unidades de masa atómica).
Por tanto, 1 unidad de masa atómica (uma) se define como la doceava parte de la masa
de un átomo de C.
El peso fórmula de un elemento coincide con el peso atómico (PA) y se expresa en g/mol.
Así, podemos establecer las siguientes relaciones estequiométricas (RE):
12,011 g C
1 mol de átomos de C
196,967 g Au
(peso atómico o peso fórmula) y
1 mol de átomos de Au
2,015 g H2
6,02x1023 átomos de C
(peso atómico o peso fórmula) y
1 mol de moléculas de H2
256,528 g S8
1 mol de moléculas de S8
(peso fórmula) y
(peso fórmula) y
6,02x10
23
.
1 mol de átomos de C
6,02x1023 átomos de Au
.
1 mol de átomos de Au
moléculas de H2 2*6,02x1023 átomos de H
1 mol de H2
6,02x1023 moléculas de S8
1 mol de S8
o
o
.
1 mol de H2
8*6,02x1023 átomos de S
1 mol de S8
Se cumple:
m
n= y
PF
# partículas = n*N,
siendo N =
6,02x1023.
.
Ejemplo 4.1. La cabeza de un martillo de hierro puro pesa 1,125 kg. Calcule el número de moles y
el número de átomos de Fe presentes. Si el PA del Fe es 55,85 g/mol, ¿cuánto pesa un átomo de
Fe?
Solución: De las RE: nFe =
Fe * 6,02x1023
=
PFFe
N
=
átomos de Fe
mol Fe
g
55,85
mol
át.
6,02x1023
mol
m
PF
1,125 kg* 103
=
55,85
g Fe
mol Fe
g
kg
= 20,14 moles Fe; # átomos Fe = n*N = 20,14 moles
= 1,21x1025 átomos de Fe; y m1 át. Fe =
masa de 1 mol de átomos
# de átomos en 1 mol
=
= 9,28x10-23 g/átomo Fe.
El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos (PA) de los
elementos que participan en ella. Nos da la masa de una UF en uma.
La cantidad de sustancia que contiene la masa en gramos (masa molar) numéricamente igual
a su PF en uma contiene 6,02x1023 unidades fórmula, o un mol de la sustancia. En este caso
la masa molar es numéricamente igual al PF y se expresa en g/mol.
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Para compuestos moleculares, como el agua y el trinitrotolueno [TNT = C7H5(NO2)3]:
18 g H2 O
mol H2 O
16 g O
(peso fórmula) y
o
18 g H2 O
227 g TNT
mol TNT
2gH
mol H2 O
6,02x1023 moléculas de H2 O
1 mol de H2 O
; también:
2*6,02x1023 átomos de H
1 mol de H2 O
o
6,02x1023 átomos de O
1 mol de H2 O
o
o…
(peso fórmula) y
6,02x1023 moléculas de TNT
1 mol de TNT
; también:
7*6,02x1023 átomos de C
o
1 mol de TNT
5*6,02x1023 átomos de H
1 mol de TNT
o…
En el caso de compuestos iónicos el procedimiento es el mismo con la salvedad de que
las partículas presentes ya no son moléculas sino UF y iones. Así, para el sulfato de aluminio,
Al2(SO4)3, escribiremos:
3*6,02x1023 UF de (SO4 )21 mol de Al2 (SO4 )3
341,8 g Al2 (SO4 )3
mol Al2 (SO4 )3
o
(peso fórmula) y
288 g (SO4 )2341 g Al2 (SO4 )3
o
6,02x1023 UF de Al2 (SO4 )3
1 mol de Al2 (SO4 )3
34 g Al3+
1 mol de Al2 (SO4 )3
o
192 g O
341 g Al2 (SO4 )3
; también:
2*6,02x1023 UF de Al3+
1 mol de Al2 (SO4 )3
o
o…
Ejemplo 4.2. En 1,0 kg de agua calcule: (a) ¿Cuántas moléculas de agua hay? (b) ¿Cuántos átomos
de hidrógeno hay? (c) ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay? (d) Calcule la masa de hidrógeno y
oxígeno presentes.
Solución (con verde las RE):
(a) nH2O = 1,0 kg H2O * 103
g
kg
(b) # át. H = 1,0 kg H2O * 10
*
1 mol H2 O
6,02x1023 moléc. de H2 O
18 g H2 O
1 mol H2 O
3 g
kg
*
2gH
18 g H2 O
*
= 3,3x1025 moles H2O.
1 mol de H2 O
2*6,02x1023 átomos de H
= 6,7x1025 átomos de H.
18 g H2 O
1 mol de H2 O
1 mol H2 O (1/2)*6,02x1023 moléculas de O2
3 g
(c) # moléc. O2 = 1,0 kg H2O * 10
de O2.
(d) mH2 = 1000 g H2O *
*
kg
*
18 g H2 O
*
1 mol de H2 O
= 111,1 g H2 y mO2 = 1000 g H2O *
16 g O
18 g H2 O
= 1,7x1025 moléculas
= 888,9 g O2
Recordar: para pasar de masa a moles: n = m/(PF) y para pasar de moles a cantidad
de sustancia o unidades fórmula: # de UF = n*N.
Ejemplo 4.3. Calcule el número de átomos de azufre presentes en 150 g de H2SO4 puro. ¿Cuál es
la masa correspondiente a los iones sulfato, SO42-?
Solución: # átS = 150 g de H2SO4 *
1 mol H2 SO4
98 g H2 SO4
*
6,02x1023 átomos de S
mol H2 SO4
= 9,21*1023 át. de S; y
2-
mSO2- = 150 g de H2SO4 *
4
96 g SO4
98 g H2 SO4
= 147 g de SO42-.
4.3. Composición porcentual y fórmulas de compuestos
Conocida la fórmula de un compuesto, se puede conocer su composición porcentual en
masa (o ponderal) estableciendo las relaciones de masa apropiadas.
Ejemplo 4.4. Calcule la composición porcentual del ácido nítrico: HNO3.
Solución: (PF)HNO3 = (PA)H + (PA)N + 3*(PA)O = 1 + 14 + 3*16 = 1 + 14 + 48 = 63 g/mol
%H =
1
(PA )H
mH
* 100 = 1,59 % H
* 100 =
* 100 =
63
(PF)HNO3
mHNO3
%N =
14
(PA )N
mN
* 100 = 22,2 % N
* 100 =
* 100 =
63
(PF)HNO3
mHNO3
%O =
3 * 16
48
3 * (PA )N
mo
* 100 =
* 100 = 76,2 % O
* 100 =
* 100 =
63
(PF)HNO3
63
mHNO3
Composición total = %H + %N + %O = 1,59 + 22,2 + 76,2 = 99,99 % ≈ 100 % (siempre suma 100 %).
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4.4. Derivación de fórmulas a partir de la composición elemental y el
peso fórmula
Cuando estamos frente a una sustancia desconocida (cada año se descubren sustancias
nuevas) debemos hacer una análisis cualitativo que nos indique qué elementos la componen, y otro
cuantitativo que nos indique en qué proporción están presentes dichos elementos.
Conocida la composición porcentual de una sustancia, es posible determinar su fórmula
empírica o fórmula más sencilla que podemos escribir, la relación más sencilla de números enteros
de átomos presentes. A partir de allí se hace necesario el conocimiento de la masa molar (o peso
molecular) para determinar la fórmula molecular o unidad fórmula, esto es, la relación exacta de
átomos en la molécula real.
Ejemplo 4.5. Los compuestos que contienen S y O son serios contaminantes del aire; representan
la principal causa de la lluvia ácida. El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que
contiene 50,1 % en masa de S y 49,9 % de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?
La relación en moles es la misma relación
de átomos, motivo por el cual la fórmula
50,1 g S
En 100 g hay: 50,1 g S 
= 1,57 moles S empírica sería: S1,57O3,12; pero como los
32 g/mol
subíndices no pueden ser fraccionarios, los
49,9 g O
convertimos en enteros dividiendo ambos
49,9 g O 
= 3,12 moles O
por el menor de ellos: 1,57 en este caso.
16 g/mol
Solución: Base de cálculo: 100 g del compuesto.
Por tanto, la fórmula queda S 1,57 O 3,12 = S1O1,99 ≈ SO2 = fórmula empírica.
1,57
1,57
Ejemplo 4.6. Una muestra de 20,882 g de un compuesto iónico se encuentra que contiene 6,072 g
de Na, 8,474 g de S y 6,336 g de O. Encuentre su fórmula empírica.
Solución:
En este caso ya tenemos las masas relativas, con lo cual es incluso más simple que en el caso
anterior:
Moles Na =
6,072 g Na
= 0,264
23,0 g/mol
8,474 g S
Moles S =
= 0,264
32,1 g/mol
Moles O =
6,336 g O
= 0,396
16,0 g/mol
Fórmula: Na0,264S0,264O0,396; pero debemos convertir los
subíndices en enteros: Na 0,264 S 0,264 O 0,396 = Na1S1O1,5. Ahora
0,264
0,264
0,264
multiplicamos los subíndices por 2 y nos queda la fórmula
Existen muchos compuestos, como los hidrocarburos y sus derivados, constituidos de C, H
y O, cuya composición porcentual se puede encontrar experimentalmente mediante reacciones de
combustión. Estos compuestos dan como resultado de la combustión dióxido de carbono, CO2, y
vapor de agua, H2O. Teóricamente todo el C y el H presentes se convierten, respectivamente en
CO2 y H2O.
El cálculo de la cantidad de C e H presentes en una muestra se hace a través de los factores
gravimétricos (fg) que nos dicen la cantidad de un elemento presente en una muestra determinada.
P. ej. para calcular la cantidad de C presente en 5 g de CO2 procedemos de la siguiente forma:
mC = mmuestra
(PA ) C
(PA ) C
12 g/mol
es el factor gravimétrico (fg)
=5g
= 1,36 g de C, donde
(PF)CO 2
(PF) CO2
44 g/mol
que nos da el contenido de C en el CO2.
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La fórmula molecular o fórmula de la unidad fórmula se calcula a partir de la fórmula
empírica y el peso fórmula del compuesto mediante la siguiente expresión: peso fórmula de la
unidad fórmula = n * (peso fórmula de la fórmula empírica), donde n es un número entero.
Ejemplo 4.7. Una muestra de 0,1014 g de glucosa purificada se quema en un tren de combustión
C-H para producir 0,1485 g de CO2 y 0,0609 g de H2O. Un análisis elemental indicó que la glucosa
está compuesta sólo por C, H y O. (a) Determine la composición porcentual de estos elementos en
la glucosa. (b) Otros experimentos muestran que el (PF)glucosa = 180 uma. Determine las fórmulas
empírica y molecular de la glucosa.
Solución:
(a) La masa de cada elemento la calculamos con los factores gravimétricos antes descritos:
mC = mCO2
(PA ) C
12 g/mol
= 0,1485 g
= 0,0405 g C
(PM) CO2
44 g/mol
mH = mH2O
2 * (PA )H
2 * 1 g/mol
= 0,0609 g
= 0,0068 g H
(PM)H2O
18 g/mol
La mO se calcula por diferencia:
mO = mm - mC - mH = 0,1014 - 0,0405 0,0038 = 0,0571 g O.
y la composición porcentual por los métodos ya conocidos:
%C =
mC
0,0405
* 100 =
* 100 = 39,94 % C
mm
0,1014
m
0,0068
%H = H * 100 =
* 100 = 6,71 % H
mm
0,1014
El %O se calcula por diferencia:
%O = 100 - %C %H = 100 - 39,94 - 6,71 = 53,35 %.
(b) La fórmula empírica la calculamos tomando una base de cálculo de 100 g de glucosa, en los
cuales:
39,94 g C 
6,71 g H 
39,94 g C
= 3,33 moles C
12 g/mol
6,71 g H
= 6,71 moles H
1 g/mol
53,35 g O 
53,35 g O
= 3,33 moles O
16 g/mol
La fórmula empírica sería: C3,33H6,71O3,33; pero como
los subíndices deben ser enteros, dividimos por el
menor: C 3,33 H 6,71 O 3,33 = C1H 2,02 O1 ≈ CH2O.
3,33
3,33
3,33
La fórmula de La unidad fórmula se calcula con la expresión: n = (PF)UF/(PF)FE = 180/(12+2*1+16)
= 180/30 = 6  UF = (FE)*n  [CH2O]6 = C6H12O6 = fórmula de la unidad fórmula.
Más adelante veremos con detalle la ley de las proporciones múltiples, sin embargo vale
la pena que por lo menos la mencionemos ahora ya que hay muchos elementos que combinados
dan varios compuestos que se ajustan a esta ley. Un ejemplo es la combinación de H y O para dar
agua, H2O y agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), H2O2. Un enunciado de esta ley sería:
Cuando dos elementos A y B se combinan para formar más de un compuesto, la relación de
masas del elemento B que se combinan con una masa dada del elemento A en cada uno de
los compuestos, puede expresarse por números enteros pequeños.
En el ejemplo visto del agua y agua oxigenada, 2 g de H se combinan con 16 g de O en el
H2O y con 32 g de O en el H2O2, la relación entre las masas de O que se combinan con 2 g de H en
ambos compuestos es (16/32) = (1/2).
4.5. Información cuantitativa a partir de ecuaciones químicas
Entre la valiosa información que podemos extraer de una ecuación química están
precisamente las relaciones cuantitativas, expresadas a través de los coeficientes
estequiométricos. Estos representan la cantidad de partículas (átomos, moléculas o iones) que se
combinan u obtienen y, por extensión, los moles (1 mol = 6,02x1023 partículas tal como vimos antes).
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Conocida la relación entre moles y masa: n = m/(PF), podemos establecer hasta tres tipos
de relaciones cuantitativas: ponderal (en masa), molar (moles) y cantidad de sustancia (número
de partículas), tal como puede verse en el siguiente ejemplo de la combustión 1 del propano:
+
5O2(g) 
3CO2(g)
+
4H2O(g)
C3H8(g)
1 molécula
5 moléculas
3 moléculas
4 moléculas
1 mol
5 moles
3 moles
4 moles
N moléculas
5*N moléculas 3*N moléculas
4*N moléculas
1 mol*44 g/mol 5 moles*32 g/mol3 moles*44 g/mol4 moles*18 g/mol
44g
160 g
132 g
72 g
204 g
=
204 g
A partir de estas relaciones (donde N = Número de Avogadro = 6,02x1023) ya podemos
afrontar los más diversos cálculos estequiométricos. Nótese que la masa (¡no los moles!) se
conserva; es decir es la misma en ambos miembros de la ecuación: 204 g en este caso. Veamos
algunos ejemplos.
Ejemplo 4.8. ¿Qué masa de C3H8 produce 3,01x1023 moléculas de H2O cuando se quema en
exceso de O2? (Use N = Número de Avogadro = 6,02x1023)
Solución:
Usando las RE antes descritas:
C3H8(g)
+
5O2(g) 
3CO2(g)
+
4H2O(g)
N moléculas
5*N moléculas 3*N moléculas
4*N moléculas
44g
160 g
132 g
72 g
mC3 H8 =
3,01x1023 moléculas de H2O *
44 g C3 H8
4*6,02x1023 moléculas H2 O
= 5,5 g C3H8.
Ejemplo 4.9. A partir de la composición volumétrica del aire (21 % de oxígeno y 79 % de nitrógeno,
aproximadamente) determine su composición ponderal y su peso fórmula promedio. Asuma que el
aire se comporta como un gas ideal.
Solución:
Considerando al aire como gas ideal, obedece a la ley general PV = nRT.
Considerando una situación particular, por ejemplo, condiciones ambientales: T = cte. = 25 ºC o 298
K y P = cte. = 1 atm  V = nRT/P o bien V = kn, o lo que es lo mismo: V ∝ n (el volumen es
proporcional al número de moles, ley de Avogadro).
Esto nos lleva a deducir que la composición volumétrica coincide con la composición molar. Siendo
así podemos tomar como base de cálculo 1 mol de aire para encontrar la composición porcentual
en masa (ponderal):
0,79 moles de N2  mN2 = nN2*(PF)N2 = (0,79 moles)*(28 g/mol) = 22,12 g N2
En 1 mol de aire
hay:
0,21 moles de O2  mO2 = nO2*(PF)O2 = (0,21 moles)*(32 g/mol) = 6,72 g O2
Por tanto, si 1 mol de aire pesa 22,12 + 6,72 = 28,84 g  (PF)aire = 28,84 g/mol y su composición
porcentual (m/m) será: %N2 = (mN2*100)/mtotal = (22,12*100)/28,84 = 76,70 % y %O2 =
(mO2*100)/mtotal = (6,72*100)/28,84 = 23,30 %
Este resultado se utilizará en los cálculos estequiométricos de las reacciones de combustión.
1 Las reacciones de combustión completas de los hidrocarburos, en las que los productos son los antes citados (CO
2
y H2O), se llevan a cabo en la práctica con un exceso de oxígeno o exceso de aire. Caso contrario se tendría una
combustión incompleta en la cual se produce, además, algo de monóxido de carbono (gas muy tóxico) e incluso hollín
(pequeñas partículas de carbón, también llamado "negro de humo").
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Ejemplo 4.10. Si un balón de gas doméstico (propano) contiene 20 kg de propano, (a) calcule la
masa (en g) de aire (teórico) necesario para quemarlo totalmente, así como (b) el volumen de agua
(en L) producido, en el supuesto que todo el vapor de agua lo pudiéramos condensar en un
recipiente. (c) ¿Cuántos moles de CO2 se producen? ¿A cuántas moléculas equivale?
Solución:
20 000 g
(a) Tomamos las relaciones en masa: 20 kg = 20 000 g o
= 455 moles de C3H8.
g
44
mol
C3H8(g)
+
5O2(g) 
3CO2(g)
+
4H2O(g)
44g
160 g
132 g
72 g
20 000 g
¿mO2?, ¿maire?¿nCO2? ¿#moléc. CO2) ¿vH2O(l)?
160
Masa de oxígeno necesario (en kg): mO2 = 20 kg C3H8 *
= 73 kg de O2. Por tanto, conocida la
44
mO
composición ponderal del aire (ejemplo anterior): maire = (%O2)2
73 kg
aire
100
(b) Agua formada (en kg): mH2O = 20 kg C3H8 *
 volumen de agua: VH2O =
m
ρ
=
33 kg
1
kg
L
72
= 23,3 = 312 kg de aire.
100
= 33 kg de H2O; y como H2O = 1 g/mL o 1 kg/L
44
= 33 L de agua.
(c) Dióxido de carbono producido:
C3H8(g)
+
5O2(g) 
3CO2(g)
+
4H2O(g)
1 mol
5 moles
3 moles
4 moles
455 moles
¿nCO2? ¿# moléc. CO2?
N moléculas
5*N moléculas 3*N moléculas
4*N moléculas
3 moles CO2
nCO2 = 455 moles C3H8 *
= 1365 moles de CO2; por tanto, # moléc. CO2 = nCO2*N =
1 mol C3 H8
23 mléculas CO2
=1365 moles CO2 * 6,02x10
mol CO2
= 8,22x1026 moléculas de CO2.
4.6. Algunas otras interpretaciones de las fórmulas químicas
Conocidos y dominados los conceptos hasta aquí estudiados de mol, fórmulas, etc.
podríamos aplicarlos a una infinidad de problemas variados, como veremos en los ejemplos
siguientes.
Sólo como dato adicional recordaremos lo que es un hidrato o sal hidratada: molécula que
tiene asociada (en su estructura, no como agua libre o humedad) una o más moléculas de agua.
Así, distinguimos entre el sulfato de cobre anhidro: CuSO4 y el sulfato de cobre pentahidratado:
CuSO4.5H2O.
Tengamos a mano una tabla periódica para verificar los pesos moleculares (masas molares)
utilizadas en los ejemplos que siguen.
Tengamos presente que aunque los conceptos fundamentales que se aplican son los mismos,
estos problemas pueden resolverse de más de una forma distinta. La forma que se utiliza es la que
se sugiere como más sencilla.
Ejemplo 4.11. ¿Cuánto cromo contiene una muestra de 50,0 g de dicromato de amonio:
(NH4)2Cr2O7?
Solución: mCr = mda * fg, da → Cr = 50,0 g *
2*PACr
PFda
= 50,0 g *
2*52
2*18+2*52+7*16
= 20,6 g Cr.
Ejemplo 4.12. ¿Qué masa de clorato potásico, KClO3, contiene 100 g de oxígeno?
Solución: mKClO3 = mO * fg, KClO3 → O = 100 g *
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PFKClO
3
3*PAO
= 100 g *
39,1+35,45+3*16
3*16
= 255 g KClO3.
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Ejemplo 4.13. ¿Qué masa de dióxido de azufre, SO2, contendrá la misma masa de oxígeno que la
contenida en 100 g de pentóxido de arsénico, As2O5?
Solución: mSO2 = mAs2O5 * fg, As2O5→O * fg, O→SO2 = mAs2O5 *
5 * PAO
*
PFAs O5
2
**
5 * 64
2 * 230
PFSO
2
2 * PAO
= mAs2O5 *
5 ∗ PFSO
2
2 ∗ PFAs O5
= 100 g
2
= 69,6 g SO2.
Ejemplo 4.14. ¿Qué masa de cloruro cálcico, CaCl2, contendrá la misma cantidad de iones cloruro
contenidos en 25 g de cloruro de sodio, NaCl?
Solución: mCaCl2 = mNaCl * fg, NaCl→Cl- * fg, Cl-→CaCl2 =
PFClPFNaCl
*
PFCaCl
2
2 * PFCl-
= mNaCl *
PFCaCl
2
2 * PFNaCl
= 25 g *
111
2 * 58,5
=
24 g CaCl2.
Ejemplo 4.15. Una reacción requiere sulfato cálcico anhidro puro, CaSO4. Sólo disponemos de un
sulfato de calcio hidratado no identificado: CaSO4.xH2O. (a) Calentamos 67,5 g del hidrato
desconocido hasta que se ha eliminado toda el agua. La masa resultante de CaSO4 puro es 53,4 g.
¿Cuál es la fórmula del hidrato y cuál es su peso fórmula? (b) Supongamos que deseamos tener
suficiente cantidad de este hidrato para suplir 95,5 g de CaSO4. ¿Cuántos gramos deberían
pesarse?
Solución: (a) En 67,5 g de hidrato hay:

53,4 g
= 0,394 moles CaSO4
136 g/mol
La relación molar podríamos escribirla
como: 0,394CaSO4.0,794H2O.
14,3 g
Dividiendo por el coeficiente más
(67,7 - 53,4) = 14,3 g H2O 
= 0,794 moles H2O
pequeño (pasar todo a enteros):
18 g/mol
53,4 g CaSO4
0,394
0,794
CaSO 4·
H 2 O = 1 CaSO4 · 2,02 H2O ≈ CaSO4·2H2O (es un dihidrato); peso fórmula =
0,394
0,394
136 + 2*18 = 172 g/mol. (b) mCaSO4·2H2O = mCaSO4 * fg, CaSO4→CaSO4·2H2O = mCaSO4 *
PFCaSO ·2H O
4
2
PFCaSO
= 95,5 g *
4
*
172
136
= 121 g de CaSO4·2H2O.
4.7. Pureza de las muestras
Los reactivos utilizados en laboratorio no son 100 % puros, contienen pequeñas porciones
de impurezas, que hay que tomar en cuenta para hacer cálculos, sobre todo cuando éstos exigen
una precisión elevada. P. ej. el hidróxido de sodio (NaOH) puede tener un 98,2 % de pureza (en
masa). Esto nos lleva a escribir las siguientes relaciones (factores unidad), que podrían ser útiles
en nuestros cálculos:
98,2 g NaOH 1,8 g impurezas 1,8 g impurezas
.
;
;
98,2 g NaOH
100 g muestra 100 g muestra
Las impurezas no son necesariamente malas. Recordemos que la introducción de un 0,02 %
en peso de yodo en la sal de mesa ordinaria para constituir la llamada sal yodada ha contribuido a
eliminar el bocio en prácticamente todo el mundo. El agua mineral no sólo sabe mejor que el agua
pura sino que contiene una variedad de minerales necesarios en la dieta humana.
En la figura 4.1 se muestra una etiqueta de NaOH donde pueden verse las principales
impurezas y sus constituyentes.
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ACTUAL ANALYSIS, LOT G22931
Meets A.C.S. Specifications
Assay (NaOH) (by acidimetry) ............................
98,2
0,2
Sodium Carbonate (Na2CO3) ...............................
Chloride (Cl) ......................................................... < 0,0005
Ammonium Hydroxide Precipitate ..................... < 0,01
Heavy metals (as Ag) .......................................... < 0,0005
Cooper (Cu) ..........................................................
0,0003
Potassium (K) (by FES) .......................................
0,002
Trace impurities (in ppm)
Nitrogen Compounds (as N) ............................... < 2
Phosphate (PO43-) ................................................. < 1
Sulphate (SO42-) .................................................... < 5
Iron (Fe) ................................................................
< 2
Mercury (Hg) (by AAS) ........................................
< 0,003
Nickel (Ni) .............................................................
< 2
%
%
%
%
%
%
Figura 4.1. Etiqueta de NaOH
No siempre el reactivo más puro es el que se utiliza en un análisis químico. Más bien será
importante saber qué impurezas contiene y en qué cantidad.
Existen, por tanto, diferentes calidades de reactivos o sustancias químicas, no todas aptas
para un análisis químico. Entre ellas podemos mencionar los reactivos de calidad industrial o
grado técnico, que podrían tener o no elevada pureza; se utilizan mayoritariamente en la industria,
donde no interesa demasiado las impurezas que contenga. Los reactivos químicamente puros
(q. p.) tienen la pureza apropiada para aplicaciones generales. Los reactivos de calidad reactivo
ACS 2 o para análisis (p.a.), como el de la figura 4.1 son los de más alta calidad para uso en
laboratorio. Para ellos es obligatorio contar con el análisis químico que especifique las impurezas y
las cuantifique.
Evidentemente existe una relación entre calidad y precio. Por ejemplo, la sal común, cloruro
de sodio, que compramos para la cocina de la casa (calidad industrial) cuesta S/ 0,30/kg, el reactivo
p.a. cuesta unos S/ 60,00/kg (US$ 16,67/kg) y si es Suprapur® cuesta S/ 1815/kg (US$ 504,17/kg).
En el caso del etanol, si es de calidad técnica cuesta S/ 5,60/L, mientras que el reactivo p.a. cuesta
S/ 55,90/L.
En cualquier caso, resulta importante considerar la pureza de los reactivos en los cálculos
estequiométricos, pues se debe introducir los ajustes respectivos. Así, si yo necesitara 100 de un
reactivo puro, pero sólo dispongo de uno de pureza 98,5 % queda claro que no puedo tomar 100 g
del reactivo impuro, sino algo más a fin de compensar la presencia de impurezas. Tendré que tomar:
100/0,985 = 101,52 g.
4.8. El concepto de reactivo limitante
Las reacciones químicas se llevan a cabo por combinación de los reactivos en proporciones
adecuadas o proporciones estequiométricas. Pero ¿qué sucede si los reactivos están en
proporciones "no adecuadas" o proporciones no estequiométricas? No nos costará mucho deducir
que habrá un reactivo que se consume o agota primero, mientras que el otro (o los otros) quedará(n)
en exceso (sobrará(n)).
El reactivo que se agota primero se llama reactivo limitante y es el que determina el
rendimiento de la reacción (obviamente no podrá obtenerse más productos que aquellos derivados
de la cantidad de reactivo limitante presente). Los otros reciben el nombre de reactivos excedentes.
2 Reactivo que reúne los requisitos de la American Chemical Society.
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Si bien el concepto de reactivo limitante es fácil de entender, no siempre es fácil determinar
cuál es el reactivo limitante. Atendiendo a las proporciones en que se combinan las sustancias
cuando forman un compuesto, queda claro que no es la masa o cantidad expresada en gramos
quien determina el reactivo limitante (RL), sino la cantidad relativa expresada en moles.
Veamos algunos ejemplos.
Ejemplo 4.16. ¿Qué masa de CO2 se formaría al quemar 50,0 g de C3H8 con 100 g de O2? Suponga
que la reacción se completa sin requerir, necesariamente, exceso de aire.
Solución:
C3H8(g)
44 g
50,0 g
50,0 g
+
5O2(g)
160 g
100 g
x

3CO2(g)
132 g
+
4H2O(g)
72 g
No podemos decir a priori que el RL sea el propano, sólo porque haya menor cantidad. Es preciso
evaluarlo. Para ello suponemos que uno de los reactivos es el reactivo limitante y calculamos
la cantidad necesaria del otro reactivo. Si esta cantidad calculada del otro reactivo supera la
cantidad real, nuestra hipótesis es incorrecta y el reactivo limitante es la otra sustancia. Caso
contrario, si la cantidad calculada es menor que la cantidad real nuestro supuesto es correcto.
En este caso suponemos que el reactivo limitante es el propano y calculamos la masa de O2
160
necesaria para reaccionar con la cantidad total de propano, usando las RE: x = mO2 = 50,0 g *
=
44
=182 g O2 > 100 g realmente presentes. En consecuencia, no tengo suficiente O2 para reaccionar
con todo el propano: el oxígeno es el reactivo limitante, contrariamente a lo que había supuesto.
Conocido el reactivo limitante, los cálculos se harán tomándolo a él como referencia. Así, para el
132
cálculo de la masa de CO2 formado: x = mCO2 = 100 g *
= 82,5 g CO2.
160
Si no hubiéramos determinado correctamente el reactivo limitante, es decir, si hubiésemos tomado
132
al propano como reactivo limitante, la cantidad de CO2 (errónea) sería: x = mCO2 = 50,0 g *
=
44
= 150 g CO2. En conclusión, la mala elección del RL nos induce a error en los cálculos.
Otra forma de determinar el reactivo limitante es calcular el producto con ambos reactivos. El RL
será aquél que proporcione la menor cantidad de producto.
Ejemplo 4.17. ¿Cuál es la máxima masa de Ni(OH)2 que podría prepararse mezclando dos
soluciones que contienen 25,9 g de NiCl2 y 10,0 g de NaOH, respectivamente? La ecuación es la
siguiente:
NiCl2(aq) + NaOH(aq)  Ni(OH)2(s)↓ + NaCl(aq)
Solución: Primero ajustamos la ecuación (si es necesario) y escribimos las relaciones
estequiométricas que nos permitan resolver el problema:
NiCl2(aq)
1 mol
129,7 g
25,9 g
mNiCl2
+
2NaOH(aq)  Ni(OH)2(s)↓
2 moles
1 mol
80 g
92,7 g
10,0 g
10,0 g
mNi(OH)2
+
2NaCl(aq)
2 moles
117 g
Suponemos que el NaOH es el reactivo limitante  mNiCl2 = 10,0 g * (129,7/80) = 16,21 g < 25,9 g
 supuesto correcto: el NaOH es el reactivo limitante. Siendo así, la masa de Ni(OH)2 la
obtendremos a partir de las RE: mNi(OH)2 = 10,0 g * (92,7/80) = 11,6 g Ni(OH)2.
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4.9. Porcentaje de rendimiento a partir de reacciones químicas
El rendimiento teórico de una reacción se calcula considerando que la reacción se lleva a
cabo completamente, aun cuando sabemos que en realidad hay pocas reacciones con esa
eficiencia, pues por varias causas (pureza de reactivos, cinética de reacciones, reversibilidad de las
reacciones, presencia de reacciones secundarias, etc.) el rendimiento real (la cantidad de producto
obtenido realmente) es inferior al rendimiento teórico.
Ambos rendimientos, teórico y real, representan pues, cantidades (p. ej. gramos) de
producto(s) obtenido(s). El porcentaje de rendimiento o rendimiento porcentual se obtiene como
una relación entre en rendimiento real y teórico, por lo que siempre es inferior al 100 %:
Rendimiento real de producto
Porcentaje de rendimiento (%) =
*100
Rendimiento teórico de producto
Ejemplo 4.18. Una muestra de 15,6 g de benceno, C6H6, se mezcla con exceso de ácido nítrico,
HNO3. Aislamos 18,0 g de nitrobenceno, C6H5NO2. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento del
C6H5NO2 en esta reacción? La ecuación completa de la obtención de este compuesto es:
C6H6(l) + HNO3(aq)  C6H5NO2(l) + H2O(l)
Solución: Primer paso: verificamos que la ecuación esté ajustada y escribimos las RE:
C6H6(l)
+ HNO3(aq)  C6H5NO2(l)
+
H2O(l)
1 mol
1 mol
1 mol
1 mol
78,1 g
63,0 g
123,1 g
18,0 g
15,9 g
xg
yg
18,0 g
El rendimiento teórico será: x = 15,9 g * (123,1/78,1) = 25,1 g C6H5NO2
El rendimiento real nos lo dan como dato: 18,0 g C6H5NO2
En consecuencia, el rendimiento porcentual es: Rend. % =
Rend. real
18,0
x100 =
x 100 = 71,7 %
Rend. teórico
25,1
4.10. Reacciones secuenciales
Muchas veces para obtener el producto deseado no basta una reacción única sino varias,
unas a continuación de otras. Estas son llamadas reacciones secuenciales, en las cuales, como es
lógico, la cantidad de producto de la reacción anterior se toma como reactivo para la reacción
siguiente.
En los dos ejemplos siguientes veremos cómo se tratan estas reacciones de manera sencilla.
En la práctica las reacciones pueden ser mucho más complejas. P. ej. la síntesis de la helenalina,
un potente fármaco contra el cáncer, es un proceso de cuarenta etapas, que tiene un notable
rendimiento promedio del 90 % para cada etapa, dando un rendimiento global promedio de 1,5 %.
Ejemplo 4.19. A altas temperaturas el C reacciona con agua para producir una mezcla combustible
de monóxido de carbono (CO) e hidrógeno (H2): C(s) + H2O(l)  CO(g) + H2(g). Luego se separa el
monóxido de carbono del H2 y se usa para separar el níquel del cobalto formando un compuesto
volátil, el tetracarbonilníquel [Ni(CO)4]: Ni(s) + 4CO(g)  Ni(CO)4(s). ¿Qué masa de Ni(CO)4 podría
obtenerse del CO producido por la reacción de 75 g de C? Suponga 100 % de eficiencia y de
recuperación en ambas etapas.
Solución: Primera forma: etapa por etapa.
Primera etapa:
C(s) + H2O(l)  CO(g) +
1 mol
1 mol
1 mol
12 g
18 g
28 g
75 g
x
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H2(g)
1 mol
2g
Resolviendo: x = mCO = 75 g *
28
12
=
= 175 g CO
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Segunda etapa: Ni(s) + 4CO(g)  Ni(CO)4(s)
1 mol
4 moles
1 mol
58,7 g
112 g
170,7 g
175 g
y
Resolviendo: y = mNi(CO)4 = 175 g *
170,7
112
=
= 267 g Ni(CO)4.
Segunda forma: uso de factores unidad.
Usaremos los factores unidad de conversión para:
g C  moles C  moles CO  moles Ni(CO)4  g Ni(CO)4
mNi(CO)4 = 75 g C *
1 mol C 1 mol CO 1 mol Ni(CO)4 170,7 g Ni(CO)4
*
*
*
= 266,7 g Ni(CO)4
1 mol C
4 moles CO
1 mol Ni(CO)4
12 g C
Ejemplo 4.20. El ácido fosfórico, H3PO4, es un compuesto muy importante en la producción de
fertilizantes sintéticos. La principal materia prima para su producción es la roca fosfórica (uno de los
yacimientos más importantes del mundo por su calidad y cantidad está en Piura, en el desierto de
Sechura, en Bayóvar). También puede sintetizarse mediante el siguiente proceso, que ocurre en
dos etapas:
P4(s) + 5O2(g)  P4O10(s)
P4O10(s) + 6H2O(l)  4H3PO4(aq)
Hacemos reaccionar 272 g de fósforo con exceso de oxígeno, formándose decaóxido de
tetrafósforo, P4O10, con un rendimiento del 89,5 %. En la reacción de la segunda etapa se obtiene
un rendimiento de H3PO4 del 96,8 %. ¿Qué masa de H3PO4 se obtiene?
Solución: En la primera etapa:
89,5 %
P4(s)
+ 5O2(g) �⎯⎯⎯� P4O10(s)
1 mol
5 moles
1 mol
124 g
160
284 g
272 g
x
284
x = mP4O10 = 272 g *
= 623 g P4O10; pero como el rendimiento es de 89,5 %: x’ = rendimiento real
124
= rendimiento teórico *
% Rendimiento
100
= 623 g *
89,5
100
= 558 g P4O10.
En la segunda etapa:
P4O10(s)
1 mol
284 g
558 g
y = mH3PO4 = 558 g *
392
284
+
96,8 %
6H2O(l) �⎯⎯⎯� 4H3PO4(aq)
6 moles
4 moles
108 g
392 g
y
= 770 g H3PO4; pero como el rendimiento es de 96,8 %: y’ = rendimiento
real = rendimiento teórico *
% Rendimiento
100
= 770 g *
96,8
100
= 746 g H3PO4.
En la figura 4.2 se resumen algunas de las relaciones usadas en las transformaciones
estequiométricas que hasta el momento hemos estudiado.
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A PURO
Volumen de A
MEZCLA
CONTENIENDO A
masaA
%A =
ρA = volumen
partes de A
A
100 partes de mezcla
Masa de mezcla
Masa de A
masamezcla
ρmezcla =
masaA
PFA = moles
volumenmezcla
Volumen de mezcla
A
Moles de A
N=
(UF) A
molesA
UF de A
Figura 4.2. Algunas relaciones importantes estudiadas en este capítulo.
EJERCICIOS PROPUESTOS
GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos:
Agua libre
Calidad industrial
Cantidad de sustancia
Coeficientes estequiométricos
Combustión
Combustión completa
Composición molar
Composición ponderal
Estequiometría
Excedentes
Factores gravimétricos
Fórmula empírica
Formula molecular
Grado técnico
Hidrato
Humedad
Ley de las proporciones múltiples
Masa molar
Mol
Número de Avogadro
Para análisis
Peso atómico
Peso fórmula
Peso molecular
Pureza (de reactivos)
Químicamente puro
Reacciones secuenciales
Reactivo ACS
Reactivo limitante
Rendimiento porcentual
Rendimiento real
Rendimiento teórico
Sal hidratada
Unidad de masa atómica
Unidad fórmula
PROBLEMAS
1.
Complete la siguiente tabla (use una tabla de pesos atómicos).
Elemento
Peso
atómico
(g/mol)
Fórmula
(a)
(b)
(c)
(d)
(e)
Calcio
Hidrógeno
Aluminio
Oxígeno
Azufre
Ca
(f)
Cloro
Cl2
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Peso
fórmula
(g/mol)
Número de átomos
o moléculas/mol
2,02
6,02x1023 átomos
2x6,02x1023 átomos
6,02x1023 moléculas
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2.
¿Cuántos moles de sustancia están contenidos en cada una de las siguientes muestras:
(a) 16,8 g de NH3; (b) 3,25 kg de bromuro amónico; (c) 5,6 g de PCl5; (d) 126,5 g de Sn.
3.
Una muestra de metal contiene 2,516x1023 átomos y tiene una masa de 82,29 g. ¿Cuántos
moles de átomos de metal están presentes en la muestra? ¿Cuál es el metal?
4.
¿Cuál es la masa de 10,0 millones de moléculas de metano, CH4?
5.
¿Cuántos átomos de C, H y O hay en cada una de las siguientes muestras? (a) 1,24 moles
de glucosa, C6H12O6; (b) 3,31x1019 moléculas de glucosa; (c) 0,275 g de glucosa.
6.
Calcule la composición porcentual de cada uno de los siguientes compuestos: (a) nicotina,
C10H14N2; (b) codeína, C18H21NO3; (c) vainillina, C8H8O3.
7.
El cobre se obtiene de menas que contienen los siguientes minerales: azurita,
Cu3(CO3)2(OH)2; calcocita, Cu2S; calcopirita, CuFeS2; covelita, CuS; cuprita, Cu2O, y
malaquita, Cu2CO3(OH)2. ¿Qué mineral tiene el mayor contenido de cobre sobre la base del
porcentaje en masa?
8.
La hormona epinefrina se libera en el cuerpo humano durante el estrés y aumenta la relación
metabólica del cuerpo. Como muchos compuesto bioquímicos, la epinefrina está compuesta
por C, H, O y N. Su composición porcentual es: 46,85 % C; 5,71 % H; 43,24 % O y 4,20 % N.
¿Cuál es la fórmula empírica de la epinefrina? Si el peso fórmula de la epinefrina es
333 g/mol ¿Cuál es su fórmula molecular?
9.
Una muestra de 1,000 g de alcohol se quemó en oxígeno para producir 1,913 g de CO2 y
1,174 g de agua. El alcohol contenía sólo C, H y O. ¿Cuál es la fórmula más simple del
alcohol?
10.
El betabloqueante timolol se espera que reduzca la necesidad quirúrgica de by-pass en el
corazón. Su composición en masa es 49,4 % C; 7,64 % H; 17,7 % N; 15,2 % O y 10,1 % S.
La masa de 0,0100 moles de timolol es 3,16 g. (a) ¿Cuál es la fórmula más simple del
timolol? (b) ¿Cuál es la fórmula molecular del timolol?
11.
Cuando un mol de sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4.5H2O, se calienta a 110 ºC pierde
cuatro moles de agua para formar CuSO4.H2O. Cuando se calienta a temperaturas
superiores a 150 ºC se pierde el otro mol de agua. (a) ¿Cuántos gramos de CuSO4.H2O se
obtendrían calentando 556 g de CuSO4.5H2O a 110 ºC? (b) ¿Cuántos gramos de CuSO4
anhidro podrían obtenerse calentando 556 g de CuSO4.5H2O a 150 ºC?
12.
(a) ¿Qué peso de MgCO3 está contenido en 671 lb de una mena que tiene 27,7 % en peso
de carbonato de magnesio? (b) ¿Qué peso de impurezas está contenido en la muestra?
(c) ¿Qué peso de magnesio está contenido en la muestra? Suponga que no hay Mg en las
impurezas.
13.
(a) Una muestra contiene 50 % en masa de NaCl y 50 % de KCl. ¿Cuál es el porcentaje en
masa de cloro en esta muestra? (b) Una segunda muestra de NaCl y KCl contiene 50 % en
masa de Cl. ¿Cuál es el porcentaje en masa de NaCl en la muestra?
14.
Durante la actividad volcánica, el S8 se convierte en S, que luego se convierte en H2S. A su
vez el H2S reacciona con el Fe, formando FeS2. En agua que contenga O2, el FeS2 reacciona
para formar ácido de mina, H2SO4. Hallar la máxima masa, en gramos, de H2SO4 que puede
formarse de 0,717 moles de S8.
15.
Calcule el volumen de 1 mol de mercurio, un metal líquido. Obtenga la densidad del Hg de
un texto o manual.
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16.
Balancee las siguientes ecuaciones:
(a) Ba(OH)2 + P4O10  Ba3(PO4)2 + H2O;
(b) (NH4)2 Cr2O7 N2 + H2O + Cr2O3;
(c) CrCl3 + NH3 + H2O  Cr(OH)3 + NH4Cl
(d) PbO + NH3  Pb + N2 + H2O
17.
(a) La cal (CaO) se disuelve en el ácido muriático (HCl 1:3 o una parte de ácido concentrado
por tres partes de agua) para formar cloruro cálcico (CaCl2) y agua. Escriba la ecuación
balanceada. (b) ¿Cuántos moles de HCl se necesitarán para disolver 8,8 moles de CaO?
(c) ¿Cuántos moles de agua se formarán en el apartado (b)?
18.
(a) Los materiales de construcción de aluminio tienen una cubierta protectora transparente
y dura de óxido de aluminio, Al2O3, formada por reacción con oxígeno del aire. El ácido
sulfúrico, H2SO4, de la lluvia ácida disuelve esta cubierta y forma sulfato de aluminio,
Al2(SO4)3 y agua. Escriba la ecuación balanceada. (b) ¿Cuántos moles de H2SO4 se
necesitan para reaccionar con 4,0 moles de Al2O3? (c) ¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 se
formaron en el apartado (b)?
19.
El "superfosfato", un fertilizante soluble en agua, es una mezcla 1:2 en moles de Ca(H2PO4)2
y CaSO4. Se forma por la reacción: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4  Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4. Tratamos
450 g de Ca3(PO4)2 con 300 g de H2SO4. ¿Cuántos gramos de superfosfato podrán
formarse?
20.
Una mezcla de reacción contiene 55,0 g de PCl3 y 35,0 g de PbF2. (a) ¿Qué masa de PbCl2
puede obtenerse según la siguiente reacción: 3PbF2 + 2PCl3  2PF3 + 3PbCl2? (b) ¿Qué
reactivo y cuánto quedará sin cambio?
21.
¿Cuánto Na2SO4 del 74,1 % de pureza podría producirse a partir de 245 g de NaCl del
93,9 % de pureza? La reacción es: 2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl.
22.
El carburo cálcico se hace en un horno eléctrico por la reacción: CaO + 3C  CaC2 + CO.
El producto bruto es habitualmente 85 % de CaC2 y 15 % de CaO sin reaccionar. (a) ¿De
cuánto CaO deberíamos partir para producir 450 kg de producto bruto? (b) ¿Cuánto CaC2
contendrá este producto bruto?
23.
La principal mena de zinc es el sulfuro, ZnS. La mena se concentra por flotación y luego se
calienta en aire, que convierte el ZnS en ZnO: 2ZnS + 3O2  2ZnO + 2SO2. El ZnO se trata
entonces con H2SO4 diluido: ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O, para producir una solución
acuosa que contiene el Zn como ZnSO4. Se pasa una corriente eléctrica a través de la
solución para producir el metal: 2ZnSO4 + 2H2O  2Zn + 2H2SO4 + O2. ¿Qué masa de Zn
se obtendrá de una mena que contiene 225 kg de ZnS? Suponga que el proceso de flotación
es eficaz en un 90,6 %, la etapa de la electrólisis en un 98,2 % y las otras etapas en un
100 %.
24.
Se hace reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con exceso de HNO3 y se obtienen 28,8 g
de H2O con un rendimiento del 80,0 % según la reacción: 3Cu(s) + 8HNO3(aq)  2NO(g)↑ +
+ 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l). Calcule (a) la pureza de la muestra de Cu utilizada y (b) el volumen que
ocuparía el NO formado en condiciones ambientales.
25.
La glucosa de la uva (C6H12O6) fermenta por la acción de una levadura y se transforma en alcohol
(etanol, C2H6O) y en dióxido de carbono, transformando el mosto en vino. (a) Escriba la ecuación que
representa este proceso. (b) Si la reacción que se produce tiene un rendimiento del 95 %, ¿cuál es la
masa de alcohol que se obtiene a partir de 1,5 L de mosto que contiene un equivalente a 200 g/L de
glucosa? (c) Calcule la masa de CO2 que se produce y el volumen que ocupa en condiciones
ambientales.
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Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II
Universidad de Piura
26.
Química Básica
Química Básica
El bicarbonato de sodio se descompone mediante el calor produciendo carbonato de sodio (sólido),
dióxido de carbono (gas) y agua (gas). (a) Escriba la ecuación que representa el proceso. Esta es una
reacción de producción industrial de carbonato de sodio. Una factoría procesa 25 TM diarias de un
material que contiene el 74,8 % de pureza en bicarbonato de sodio: (b) ¿qué masa de carbonato de
sodio se obtiene en un mes de operación?; (c) ¿qué volumen de gases en CNTP se desprende?;
(d) ¿qué masa de residuos deja diariamente la operación? (e) El carbonato de sodio formado se
emplea para preparar una disolución de densidad 1,35 g/cm3 y 74,50 % en peso. ¿Qué volumen de
solución se puede producir diariamente?
Respuestas: 2) (a) 0,986; (b) 33,2; (c) 0,027; (d) 1,066 moles. 3) PA = 197 (oro). 4) 2,66*10-16 g.
5) (a) 4,48*1024 át C y O; 8,96*1024 át. H; (b) 1,99*1020 át. C y O; 3,97*1020 át H; (c) 5,51*1021 át. C
y O; 1,10*1022 át. H. 6) (a) 74,02 % C; 8,71 % H y 17,27 % N; (b) 72,24 % C; 7,02 % H; 4,68 % N
y 16,05 % O; (c) 63,2 % C; 5,26 % H y 31,6 % O. 7) Cuprita: 88,8 % Cu. 8) C13H19O9N. 9) C2H6O.
10) (a) y (b) FE = FM: C13H24N4O3S. 11) (a) 396 g CuSO4.H2O; (b) 355 g CuSO4. 12) (a) 186 lb;
(b) 485 lb; (c) 53,6 lb. 13) (a) 54 % Cl; (b) 18 % NaCl. 14) 561 g H2SO4. 15) 14,7 mL.
17) (a) 18 moles HCl; (b) 8,8 moles H2O; 18) (b) 12 moles H2SO4; (c) 4 moles Al2(SO4)3; 19) 735 g
de superfosfato; 20) (a) 39,7 g PbCl2; (b) 41,9 g PCl3; 21) 377,2 g Na2SO4; 22) (a) 4,02 x 105 g o
402 kg de CaO; (b) 3,83x105 g o 383 kg CaC2; 23) 134 kg de Zn. 24) (a) 80,0 %; (b) 19,5 L.
25) (b) 145 g etanol; (c) 77,3 L de CO2. 26) (b) 354 TM Na2CO3; (c) 6,68x106 moles de gases;
TM
(d) 6,3
de residuos; (e).11,7 m3 de solución diariamente.
día
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Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II
INGENIERÍA
Química Básica
2021
APUNTES DE CLASE – QB0
Capítulo 5: SOLUCIONES
5.1. Introducción
Tanto en la naturaleza como en la industria son especialmente importantes las reacciones
que ocurren en solución; es decir aquellas en las que participan sustancias disueltas. Entre ellas
se encuentran las reacciones bioquímicas que ocurren en el organismo de los seres vivos, así como
las reacciones ácido-base y/o de neutralización que se utilizan, por ejemplo, para depurar o tratar
aguas de desecho industrial.
En el Capítulo 1 se hizo referencia a las soluciones en términos generales como una de las
formas en las cuales es usual encontrar a la materia. En este capítulo veremos una clasificación
más detallada de las soluciones y prestaremos especial atención a aquellas que tienen mayor
interés industrial, como son las soluciones acuosas; es decir, aquellas que contienen agua como
solvente.
5.2. Tipos de soluciones
Ya se ha definido una solución como mezcla homogénea; por tanto, puede contener dos o
más sustancias (especies químicas o componentes), tomando el nombre de binaria, ternaria,
cuaternaria, etc. según contenga dos, tres, cuatro, etc. componentes respectivamente. Esta
constituye una primera clasificación de las soluciones de acuerdo al número de componentes.
Si bien es cierto en la naturaleza encontramos soluciones muy complejas (el petróleo crudo
es un ejemplo de una solución de n-componentes) cuyo estudio es también complejo, este se suele
simplificar limitándolo a soluciones binarias.
Así, por ejemplo, a pesar que en el aire encontramos, además de oxígeno y nitrógeno como
componentes mayoritarios, otros gases como vapor de agua, dióxido de carbono, todos los gases
nobles, etc., para efectos prácticos de cálculos en ingeniería (como ya hemos hecho en capítulos
anteriores) consideramos que la composición del aire es del 21 % de oxígeno y de 79 % de nitrógeno
en volumen. Esta simplificación no tiene mayor incidencia en los cálculos desarrollados y se
compensa con la facilidad del tratamiento matemático. Lo mismo podemos decir de una bebida
gaseosa (o gasificada), cuyo estudio podría descomponerse en soluciones binarias agua-azúcar,
agua-dióxido de carbono, etc.
Una solución binaria está formada por solvente y soluto. Tradicionalmente se ha llamado
solvente a la sustancia que está en mayor proporción y soluto a aquella que está en menor
proporción. Un criterio más ingenieril, que es el que usaremos, es llamar soluto al componente
económicamente más valioso. Así, en una solución agua-alcohol etílico (etanol), el soluto siempre
será el alcohol, aun cuando su presencia sea mayoritaria.
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Capítulo 5: SOLUCIONES
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Química Básica
Química Básica
Otra forma de clasificar a las soluciones es según su estado de agregación, pues las
encontramos en estado sólido, líquido y gaseoso. En general, la solución adopta el estado de
agregación del solvente. En la tabla V.1 puede verse esta clasificación y algunos ejemplos, aunque
cabe mencionar que algunos autores tienen reservas respecto a las soluciones sólido-gas y sólidosólido, llamadas propiamente aleaciones.
Tabla V.1. Tipos de soluciones según su estado de agregación.
Solución
Solvente
Gaseosa
Gas
Líquida
Líquido
Sólida
Sólido
Soluto
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Ejemplo
Aire (79 % N2 y 21 % O2 v/v).
-.- (si están presentes gotas es un coloide).
-.- (si están presentes partículas es un coloide).
Bebidas carbonatadas (CO2 en agua)
Vinagre (ácido acético en agua), bebidas alcohólicas (etanol en agua).
Azúcar en agua, agua de mar.
Hidrógeno en paladio (aleación).
Tolueno en caucho (cemento de caucho).
Aleaciones metálicas: acero, bronce, oro de 18 quilates.
En este capítulo estudiaremos sólo las soluciones binarias acuosas, es decir aquellas de
dos componentes cuyo solvente es el agua, pues son las que más frecuentemente encontraremos
en la naturaleza y en la industria.
5.3. Formación de soluciones
5.3.1. Solubilidad en agua
Cuando se forma una solución se alcanza un estado energético más estable que
aquellos de sus componentes individuales. Cuando esto no ocurre simplemente la solución no se
forma, teniéndose sólo una mezcla. El hecho de que se forme o no solución dependerá de la
naturaleza (afinidad) de solvente y soluto.
Por solubilidad entendemos la capacidad de dos sustancias de formar soluciones
binarias o de disolverse entre sí.
En el caso de las soluciones acuosas binarias debemos destacar el rol de solvente
universal asignado al agua, ya que es capaz de disolver distintos tipos de sustancias. Esta gran
capacidad del agua para formar soluciones obedece a su especial estructura (angular) y tipo de
enlace (covalente polar) que le permiten disolver con suma facilidad incluso solutos iónicos, cuyo
enlace es extremadamente fuerte. Así vemos que el cloruro de sodio o sal común se disuelve muy
fácilmente en agua, aun cuando para fundirlo haría falta calentar por encima de los 800 ºC.
En la figura 5.1 puede verse la estructura angular y la naturaleza polar (distribución
de cargas) que explica la afinidad del agua por los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio.
Figura 5.1. Naturaleza polar del agua y proceso de solvatación del cloruro de sodio.
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Capítulo 5: SOLUCIONES
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Como puede verse en dicha figura la naturaleza polar del agua resulta fundamental
para disolver el cloruro de sodio y otros compuestos iónicos a través del proceso de solvatación,
que consiste en extraer los iones del cristal iónico y rodearlos a fin de que no vuelvan a
recombinarse.
5.3.2. Tipos de solutos
Distinguiremos los solutos electrolíticos o iónicos, que dan lugar a soluciones
conductoras de la corriente eléctrica ya que disocian en iones (partículas con carga eléctrica).
Pertenecen a este tipo de solutos los ácidos fuertes, bases fuertes solubles y la mayoría de las
sales solubles.
Un electrolito fuerte es aquél que cuando está disuelto en agua (aq o ac) se disocia
totalmente en iones, como el hidróxido de sodio: NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq) o el cloruro de
sodio: NaCl(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq); mientras que uno débil se disocia en iones sólo de manera
parcial, como el ácido acético: CH3COOH(aq)  CH3COO-(aq) + H+(aq) [o bien: HAC(aq)  Ac-(aq)
+ H+(aq)].
Por otro lado, están los solutos no electrolíticos o moleculares, como el azúcar
(sacarosa: C12H22O11) que cuando se disuelven en agua forman soluciones no conductoras (no
se disocian, permanecen disueltos en estado molecular).
¿Cómo sabemos si un soluto es electrolítico, o fuerte? Apelando a nuestra
experiencia o a reglas de solubilidad. A continuación, se proporciona una relación de los ácidos y
bases, fuertes y débiles, más comunes, con sus respectivos aniones, que conviene memorizar.
Ácidos fuertes más comunes y sus aniones
HCl
ácido clorhídrico
HCl  H+ + ClHBr
ácido bromhídrico
HBr  H+ + BrHI
ácido yodhídrico
HI  H+ + IHNO3  H+ + NO3
HNO3 ácido nítrico
+
HClO4 ácido perclórico
HClO4  H + ClO4
HClO3  H+ + ClO3
HClO3 ácido clórico
H2SO4  H+ + HSO4
H2SO4 ácido sulfúrico
Cl- = anión cloruro
Br- = anión bromuro
I- = anión yoduro
NO3 = anión nitrato
ClO4 = anión perclorato
ClO3 = anión clorato
HSO4 = anión bisulfato
o hidrogenosulfato
2SO4 = anión sulfato
2-
H2SO4  2H+ + SO4
Bases fuertes solubles
Son los hidróxidos de los metales alcalinos y de algunos alcalino-térreos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH,
CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 y Ba(OH)2. Otros metales forman hidróxidos escasamente solubles
llamados hidróxidos insolubles; p. ej.: Cu(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2 y Fe(OH)3
Ácidos débiles más comunes y sus aniones
HF
ácido fluorhídrico
HF  H+ + FF- = anión fluoruro
+
ácido acético
CH3COOH  H + CH3COO- CH3COO- = anión acetato
CH3COOH
HCN
ácido cianhídrico
HCN H+ + CNCN- = anión cianuro
ácido nitroso
HNO2  H+ + NO2
NO2 = anión nitrito
HNO2
H2CO3
ácido carbónico
H2CO3  H+ + HCO3 HCO3 = anión bicarbonato
22CO3 = anión carbonato
HCO3  H+ + CO3
ácido fosfórico
H3PO4  H+ + H2PO4 H2PO4 = anión dihidrógenofosfato
H3PO4
22H2 PO4  H+ + HPO4 HPO4 = anión bifosfato
2-
(COOH)2
3-
HPO4  H+ + PO4
ácido oxálico (COOH)2  H+ + H(COO)2
2-
H(COO)2-  H+ + (COO)2
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3-
PO4 = anión fosfato
H(COO)2 = anión hidrogenooxalato
2-
(COO)2 = anión oxalato
Capítulo 5: SOLUCIONES
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El ácido carbónico (H2CO3) y el ácido cianhídrico (HCN) son dos ácidos débiles comunes que
contienen carbono, pero son inorgánicos. A menudo los ácidos inorgánicos se llaman ácidos
minerales.
Bases débiles más comunes
Las bases débiles comunes son solubles en agua, pero se ionizan parcialmente. P. ej., el amoníaco:
NH3(aq) + H2O(l)  NH+4 (aq) + OH-(aq) (reversible).
5.3.3. Reglas de solubilidad para sales
La solubilidad es un fenómeno complejo. No es fácil generalizar unas reglas de
solubilidad; sin embargo, las siguientes reglas serán de utilidad en nuestro curso, aun cuando no
cubren a la totalidad de las sales:
• Los ácidos inorgánicos comunes son solubles, al igual que los ácidos
orgánicos de bajo peso molecular.
• Todos los compuestos comunes de los iones metálicos del grupo 1A (metales
alcalinos) y el ion amonio, NH4+, son solubles.
• Los nitratos (NO3 ), acetatos (CH3COO-), cloratos (ClO3 ) y percloratos (ClO4 )
comunes son solubles.
• Los cloruros (Cl-) comunes son solubles en agua, excepto: AgCl, Hg2Cl2 y PbCl2.
• Los bromuros (Br-) y yoduros (I-) comunes muestran el mismo comportamiento
de solubilidad que los cloruros, pero hay excepciones.
2• Los sulfatos (SO4 ) comunes son solubles en agua excepto PbSO4, BaSO4 y
HgSO4. CaSO4 y Ag2SO4 son moderadamente solubles.
• Los hidróxidos (OH-) metálicos comunes son insolubles en agua excepto los
del grupo 1A y los más pesados del grupo 2A (ver apartado anterior).
233• Los carbonatos (CO3 ), fosfatos (PO4 ) y arseniatos (AsO4 ) comunes, son
insolubles en agua excepto los de los metales del grupo 1A y amonio (NH4+). El MgCO3 es
moderadamente soluble.
• Los sulfuros (S2-) comunes son insolubles en agua excepto los de los metales
del grupo 1A, 2A y amonio (NH+4 ).
5.4. Reacciones en solución acuosa
Las principales reacciones que ocurren en solución acuosa son las de precipitación, ácido
base, desplazamiento y de óxido reducción o redox.
Todas ellas pueden representarse de tres formas, según usemos: (1) ecuaciones de
fórmulas moleculares o unidades fórmula, (2) ecuaciones iónicas totales y (3) ecuaciones iónicas
netas. Para poder representarlas correctamente es preciso que sepamos reconocer los electrolitos,
según sean fuertes o débiles, así como sus respectivos aniones y cationes.
Por ejemplo, cuando añadimos un trozo de cobre metálico a una solución incolora de nitrato
de plata (AgNO3), el Cu (metal activo) desplaza a los iones plata de la disolución, que cambia de
color por la presencia de nitrato de cobre (II) azul. Por tanto, podremos escribir:
(1) Ecuación de unidad fórmula, global o molecular: se escribe la fórmula completa para
todos los compuestos: 2AgNO3(aq) + Cu(s)  2Ag(s) + Cu(NO3)2(aq).
(2) Ecuación iónica total: se escriben las especies iónicas predominantes en solución
acuosa. Se suele usar corchetes para agrupar las especies iónicas de origen común
(aunque no son indispensables): 2[Ag+(aq) + NO3 (aq)] + Cu(s)  2Ag(s) + [Cu2+(aq)+
+ 2NO3 (aq)].
Los iones que no cambian o no participan en la reacción (como el NO3- en este caso) se
denominan iones espectadores.
(3) Ecuaciones iónicas netas: consideran sólo las especies que participan en la reacción,
excluyendo los iones espectadores: 2Ag+(aq) + Cu(s)  2Ag(s) + Cu2+(aq).
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Las ecuaciones iónicas netas son muy puntuales y no sirven mucho cuando se trata de
realizar cálculos estequiométricos, en los que es más conveniente la ecuación global.
5.4.1. Reacciones de precipitación
En ellas se forma un sólido insoluble o precipitado, que
sedimenta en la solución o precipita, a partir de dos soluciones líquidas.
En la figura 5.2 puede verse la precipitación del yoduro de plomo (PbI2)
sólido, a partir de soluciones acuosas de yoduro de potasio (KI) y nitrato
plumboso [Pb(NO3)2]. Otro ejemplo es la formación de nuestros dientes
mediante lentas reacciones de precipitación de fosfato cálcico [Ca3(PO4)2].
La producción de cromato de plomo (II) (pigmento amarillo
medio, utilizado en la fabricación de pinturas) obtenido por precipitación
mezclando soluciones de nitrato de plomo (II) y cromato de potasio
(K2CrO4), es un ejemplo de la aplicación a escala industrial de las
reacciones de precipitación. Las ecuaciones global, iónica y iónica neta
son, respectivamente:
Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq)  PbCrO4(s)↓ + 2KNO3(aq)
Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) + 2K+(aq) + Cr
2O4 (aq)  PbCrO4(s)↓ + 2K+(aq) + 2NO3 (aq)
2Pb2+(aq) + CrO4 (aq)  PbCrO4(s)↓
Figura 5.2. Rx de
precipitación.
Ejemplo 5.1. ¿Se formará un precipitado cuando se mezclen disoluciones de CaCl2 y K3PO4 con
concentraciones razonables? Escriba las ecuaciones de reacción apropiadas para las reacciones
que ocurran.
Solución:
Ambos compuestos son solubles, con lo cual es de esperar la presencia de los iones en solución:
Ca2+, Cl-, K+ y PO43-. Se podría precipitar KCl y Ca3(PO4)2. De ellos, dado que el KCl es soluble,
precipitaría el Ca3(PO4)2 que es insoluble (ver reglas de solubilidad). Las ecuaciones serían:
3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq)  Ca3(PO4)2(s)↓ + 6KCl(aq) (ec. global)
32+
3Ca (aq) + 6Cl-(aq) + 6K+(aq) + 2PO4 (aq)  Ca3(PO4)2(s)↓ + 6K+(aq) + 6Cl-(aq) (ec. iónica)
33Ca2+(aq) + 2PO4 (aq)  Ca3(PO4)2(s)↓ (ec. iónica neta)
5.4.2. Reacciones ácido-base
Son muy importantes ya que en la naturaleza ocurren muchas reacciones de este
tipo. La reacción de un ácido con una base (hidróxido metálico) produce una sal y agua. Se llaman
también reacciones de neutralización ya que las propiedades características de ácidos y bases
quedan neutralizadas con esta reacción.
En casi todas las reacciones ácido-base o de neutralización hay una combinación de los
hidrogeniones (iones H+) de la solución ácida con los hidroxilos (OH-) de la solución básica
para formar agua. La ecuación iónica neta es: H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l).
En la figura 5.3 se muestran algunos ácidos y bases de uso común en un laboratorio,
aunque son también productos comerciales. El vinagre es un ácido débil.
Cuando el amoníaco o una amina reaccionan con un ácido, se forma una sal, pero
no agua.
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Veamos la reacción entre un ácido fuerte como el clorhídrico (HCl) y una base fuerte
como el hidróxido de sodio (NaOH), que dan lugar a la sal soluble cloruro de sodio (NaCl) y agua
(obsérvese que la sal formada contiene el catión de la base y el anión del ácido):
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)
Figura 5.3. Algunos ácidos y bases de uso doméstico e industrial común.
Ácidos débiles con bases fuertes solubles también producen sal y agua, pero las
ecuaciones iónicas se representan de otra forma dado que los ácidos débiles están parcialmente
disociados. P. ej. para el caso del ácido acético (CH3COOH o HAc, ácido débil) con el hidróxido de
sodio (NaOH, base fuerte). Dado que el ácido sólo está disociado parcialmente, en las ecuaciones
escribiremos su fórmula molecular antes que la iónica. Los productos de la reacción son el acetato
de sodio (NaAc, sal fuerte) y agua: HAc(aq) + NaOH(aq)  NaAc(aq) + H2O(l)
HAc(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  Na+(aq) + Ac-(aq) + H2O(l)
HAc(aq) + OH-(aq)  Ac-(aq) + H2O(l)
En términos generales, para un ácido monoprótico débil (HA) y una base fuerte, la
ecuación iónica neta es: HA(aq) + OH-(aq)  A-(aq) + H2O(l).
Ejemplo 5.2. Escriba las ecuaciones ajustadas global, iónica y iónica neta para una reacción ácidobase que produzca la sal cloruro de bario (BaCl2).
Solución: Como la sal contiene el catión de la base y el anión del ácido, el catión Ba2+ puede
proceder del Ba(OH)2, y el ácido debe contener Cl-, por lo que puede ser el HCl. Veamos las
ecuaciones que representan esta reacción: 2HCl(aq) + Ba(OH)2(aq)  BaCl2(aq) + 2H2O(l)
2H+(aq) + 2Cl-(aq) + Ba2+(aq) + 2OH-(aq)  Ba2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2H2O(l)
2H+(aq) + 2OH-(aq)  2H2O(l)
o bien: H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)
Ejemplo 5.3. Cuando se añade HCl(aq) al CaCO3(s) se desprende un gas (CO2), aunque se
produce ácido carbónico como producto intermedio, que se descompone en CO2. Escriba la
ecuación ajustada global, iónica y iónica neta para esta reacción.
2HCl(aq) + CaCO3(s)  H2CO3(aq) + CaCl2(aq)
2H+(aq) + 2Cl-(aq) + CaCO3(s)  H2CO3(aq) + Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq)
2H+(aq) + CaCO3(s)  H2CO3(aq) + Ca2+(aq)
La reacción de descomposición del ácido carbónico es: H2CO3(aq)  CO2(g) + H2O(l), por lo que la
ecuación global quedaría: 2HCl(aq) + CaCO3(s)  CO2(g)↑ + H2O(l) + CaCl2(aq)
El efecto neto es que especies iónicas se convierten en moléculas no ionizadas de un gas.
Solución:
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5.4.3. Reacciones REDOX
Las reacciones redox o reacciones de oxidación-reducción se producen mediante
transferencia (ganancia o pérdida) de electrones, y son más frecuentes de lo que a simple vista
podría parecer. No es fácil darse cuenta, a simple vista, si una reacción es redox. Para ello es
preciso seguir la ruta de los electrones transferidos mediante los números de oxidación o índices
de oxidación.
a) Números de oxidación (o índices de oxidación)
Veamos cómo se determinan estos números de oxidación (n.o.) o índices de
oxidación (i.o.) para algunas especies químicas:
 En un compuesto iónico binario simple, el i.o. coincide con el número de
electrones ganados o perdidos por el átomo cuando se forma el compuesto.
 En un ion monoatómico el i.o. es igual a la carga del ion.
 En un ion poliatómico la suma de los i.o. de los átomos debe reproducir la carga
del ion.
 En los compuestos moleculares los i.o. no tienen el mismo sentido que en los
iónicos, pero son útiles para balancear ecuaciones y escribir fórmulas; veamos algunas reglas:
* el i.o. del oxígeno es -2, excepto en el caso de los peróxidos donde es - 1.
* el i.o. del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros donde vale -1.
* el i.o. de un elemento en estado libre (H2, O2, O3, S8, etc.) es cero.
* la suma de los i.o. de los átomos de una molécula neutra es cero.
El concepto de número de oxidación está muy ligado al de valencia de los
átomos. De hecho, el número de oxidación de un átomo en un compuesto es la valencia con que
dicho átomo actúa en el mencionado compuesto.
Ejemplo 5.4. Determine el i.o. de cada uno de los átomos en (a) N2O4; (b) NH3; (c) NO3-; (d) N2.
Solución:
N2O4: (i.o.)O = -2 (no es peróxido); y Σ (i.o.) = 0 → 2*(i.o.)N + 4*(i.o.)O = 0 → (i.o.)N = -4*(-2)/2 = +4
(a) NH3: (i.o.)H = +1 (no es hidruro); y Σ (i.o.) = 0 → (i.o.)N + 3*(i.o.)H = 0 → (i.o.)N = -3*(+1) = -3
(b) NO3-: (i.o.)O = -2 (no es peróxido); y Σ (i.o.) = -1 → (i.o.)N + 3*(i.o.)O = -1 → (i.o.)N = -1 – 3 * (2) = +5
(c) N2: por tratarse de un elemento libre, el (i.o.)N = 0.
b) Introducción a las reacciones de oxidación-reducción
Originalmente el término oxidación se refería a la combinación de una sustancia
con oxígeno, y el término reducción describía la separación del oxígeno de un compuesto. Así,
cuando el Fe forma herrumbre: 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s), decimos que el Fe se oxida. Su i.o.
aumenta (pasa de cero a +3). En el caso de la obtención de metales a partir de óxidos, p. ej. en el
caso del wolframio: WO3(s) + H2(g) → W(s) + H2O, decimos que el metal se reduce; su i.o. disminuye
(pasa de +6 a cero).
Actualmente estos términos se aplican de manera más general. La sustancia que
se oxida incrementa su i.o. porque pierde electrones, mientras que la sustancia que se reduce los
gana.
Oxidación y reducción ocurren simultáneamente. En una reacción redox una
sustancia se oxida (se llama agente reductor) y otra de reduce (se llama agente oxidante). En el
ejemplo de la formación de herrumbre el oxígeno de reduce (pasa de i.o. = 0 a -2), mientras que en
la reducción del wolframio se oxida el hidrógeno (i.o. = 0 a +1).
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La oxidación es el incremento algebraico del i.o. y corresponde a la pérdida o aparente
pérdida de electrones. La reducción es la disminución algebraica del i.o. y corresponde a la
ganancia o aparente ganancia de electrones.
Las reacciones redox son
muy importantes. Se presentan en los
procesos bioquímicos y en el fenómeno de
corrosión, así como en los fenómenos
electroquímicos (pilas y baterías). Son útiles en
el estudio de la biología, bioquímica, ciencias
ambientales y de materiales. Todas las
reacciones de combustión son también
reacciones redox.
En la figura 5.4 se muestra el
esquema de una pila, ingenioso dispositivo en
el cual los electrones obtenidos en la
semirreacción de oxidación (en la superficie del
Zn, dentro de la solución de Zn2+) pasan a
través del galvanómetro (se puede hacerlos
Figura 5.4. Esquema de una pila.
“trabajar” encendiendo un foco) y se dirigen
hacia el electrodo de Cu, sobre cuya superficie se reducen los iones Cu2+ que están en solución.
El resultado neto del proceso es que el electrodo de Zn se “corroe” (se disuelve,
se oxida), mientras que el de cobre incrementa su volumen (“se ·deposita”, se reduce).
Las reacciones redox pueden escribirse también como ecuaciones globales,
iónicas y iónicas netas. P. ej. la reacción: 2FeBr3(aq) + 3Cl2(g)  2FeCl3(aq) + 3Br2(l) podemos
analizarla así:
(+3)(-1)
2FeBr3(aq)
(0)
+
(+3) (-1)
(0)
3Cl2(g)  2Fe Cl3(aq) + 3Br2(l)
El bromo se oxida (aumenta su i.o. de -1 a 0), es el agente reductor
El cloro se reduce (disminuye su i.o. de 0 a -1), es el agente oxidante
Ecuación iónica:
Ecuación iónica neta:
2Fe3+(aq) + 6Br-(aq) + 3Cl2(g)  2Fe3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3Br2(l)
6Br-(aq) + 3Cl2(g)  6Cl-(aq) + 3Br2(l), o bien
2Br-(aq) + Cl2(g)  2Cl-(aq) + Br2(l)
Las reacciones de dismutación o desproporción son aquellas en las cuales
una misma especie química se oxida y se reduce: Cl2(g) + H2O(l)  HCl(aq) + HClO(aq); aquí el
cloro se reduce para formar HCl y se oxida para formar HClO (analiza los i.o.).
Ejemplo 5.5. En la reacción: 4KClO3(s)  KCl(s) + 3KClO4(s), (a) escriba los i.o. de cada elemento;
(b) identifique los agentes oxidante y reductor; (c) escriba las ecuaciones iónica y iónica neta.
Solución:
(a)
(+1) (+5) (-2)
(+1) (-1)
(+1) (+7) (-2)
4 K Cl O3(s)  K Cl(s) + 3 K Cl O4(s)
(b) El Cl se oxida (pasa de i.o. = +5 a +7)  agente reductor
El Cl se reduce (pasa de i.o. = +5 a -1)  agente oxidante
(c) Ecuación iónica: No existe (las tres especies son sólidas)
Ecuación iónica neta: idem.
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Capítulo 5: SOLUCIONES
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Química Básica
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5.4.4. Reacciones de desplazamiento
Es un caso particular de reacciones redox donde un metal más activo reemplaza
(desplaza) a otro metal menos activo. Un metal es más activo cuando forma cationes más
fácilmente. En la tabla V.2 se ven algunos elementos ordenados en orden de actividad. Los metales
que se encuentran más arriba en la tabla pueden desplazar espontáneamente a aquellos que se
encuentran más abajo, pero no al revés (aunque en condiciones especiales sí es factible).
Desplazan
hidrógeno del
agua fría
Desplazan hidrógeno
del vapor de agua
Desplazan hidrógeno de ácidos
no oxidantes
Tabla V.2. Serie de actividades de algunos elementos.
Forma
Forma
Elemento
reducida oxidada
común
común
Li
Li
Li+
K
K
K+
Ca
Ca
Ca2+
Na
Na
Na+
Mg
Mg
Mg2+
Al
Al
Al3+
Mn
Mn
Mn2+
Zn
Zn
Zn2+
3+
Cr
Cr
Cr , Cr6+
Fe
Fe
Fe2+, Fe3+
Cd
Cd
Cd2+
Co
Co
Co2+
Ni
Ni
Ni2+
Sn
Sn
Sn2+,Sn4+
Pb
Pb
Pb2+, Pb4+
H (no metal)
H2
H+
Sb (metaloide)
Sb
Sb3+
Cu
Cu
Cu+, Cu2+
Hg
Hg
Hg22+,
Hg2+
Ag
Ag
Ag+
Pt
Pt
Pt2+, Pt4+
Los metales activos desplazan a los menos activos o al hidrógeno de sus compuestos en
solución acuosa para producir la forma oxidada del metal más activo y la forma reducida
(metal libre) del otro metal o hidrógeno.
Se pueden presentar los siguientes casos de desplazamiento:
(1) Metal más activo + sal de metal menos activo  metal menos activo + sal de
metal más activo
(2) Metal activo + ácido no oxidante  hidrógeno + sal del ácido
(3) No metal activo + sal de no metal menos activo  no metal menos activo + sal
de no metal más activo.
Los metales muy activos pueden desplazar al hidrógeno del agua. Las reacciones
correspondientes liberan gran cantidad de calor (¡cuidado!). Se forman hidróxidos.
Cada halógeno desplazará a los halógenos menos activos (más pesados) de sus sales
binarias. El orden de actividad creciente es: I2 < Br2 < Cl2 < F2.
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Capítulo 5: SOLUCIONES
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Ejemplo 5.6. ¿Cuál(es) de los siguientes metales pueden desplazar al hidrógeno del agua a
temperatura ordinaria? Escriba las reacciones apropiadas a las reacciones que podrían ocurrir: Sn,
Ca, Hg.
Solución: De acuerdo a la tabla V.2 sólo el Ca puede desplazar al hidrógeno del agua:
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g) (ec. global)
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca2+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) (ecs. iónica y iónica neta)
En este caso coinciden las ecuaciones iónica y iónica neta.
5.5. Cuantificación de las reacciones en solución
5.5.1. Concentración de disoluciones
El uso de soluciones en reacciones químicas se justifica porque así se garantiza un
perfecto mezclado o un contacto mucho más eficiente entre las moléculas de los reactivos, cosa
que no ocurriría con el mismo grado de eficiencia si el contacto fuera entre los reactivos puros, más
aún cuando éstos son sólidos.
Cabe resaltar que en las reacciones en solución acuosa es más frecuente medir
volúmenes antes que masas, de allí que deberemos familiarizarnos no sólo con las formas de
medir concentración sino también con el manejo de la densidad de las soluciones, que es el
parámetro que relaciona su masa y su volumen. De hecho, la parte de la química analítica que usa
reacciones en solución se llama por ese motivo volumetría.
Es importante, en consecuencia, cuando hablamos de la estequiometría de las
reacciones en solución, el poder cuantificar la concentración de una solución, es decir, la cantidad
de soluto presente en un determinado volumen de solución, o la cantidad de soluto presente
en un determinado volumen de solvente. Hay varias formas de medir esta concentración. Por el
momento sólo veremos dos de ellas: porcentaje en masa y molaridad.
a) Porcentaje en masa
% masa de soluto =
masa de soluto
masa de solución
x100
P. ej. una solución al 10% de cloruro de sodio tiene 10 g de NaCl por cada 100 g
de solución. Como la densidad de esta solución es aproximadamente igual a la del agua (1 g/mL),
podríamos decir que hay aproximadamente 10 g de NaCl en 100 mL de solución, y la solución
puede prepararse mezclando 10 g de NaCl con 90 g de agua. Caso contrario (en soluciones más
concentradas) el cálculo contempla el uso de la densidad de la solución para determinar la masa
de la misma.
Ejemplo 5.7. Calcule la masa de una solución al 6,00 % de NiSO4 que contiene 40,0 g de NiSO4.
Solución:
masa de soluto
De la definición de a concentración porcentual en masa: % masa de soluto =
x100 →
masa de solución
masa de soluto
40,0 g
100
6,00
100
masa de solución = (% masa de soluto) =
= 667 g solución.
Ejemplo 5.8. ¿Qué volumen de una solución que es del 15,0 % en nitrato de hierro (III) contiene
30,0 g de Fe(NO3)3? La densidad de la solución es de 1,16 g/mL a 25 ºC.
Solución: Análogamente al problema anterior, determinaremos la masa de solución que contiene
masa de soluto
30,0 g
30 g de soluto: masa de solución = (% masa de soluto) = 15,0 = 200 g solución.
100
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100
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Y como ρsolución =
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m solución
m
200 g
= 172 mL de solución.
 Vsolución = solución =
Vsolución
ρ solución
1,16 g/mL
b) Molaridad
Molaridad (moles/L) =
moles de soluto
moles de solución
x100
Es una de las unidades de uso más común en laboratorio. Para preparar 1,0 L de
una solución 1 M (se lee "uno molar" o simplemente "molar") de cloruro de sodio (NaCl): (1) primero
pesamos (con una balanza) en un vidrio de reloj o un vaso de precipitados la cantidad de soluto
equivalente a un mol; es decir: msoluto = nsoluto*(PF)soluto = (1 mol)*(23,0 g/mol + 35,5 g/mol) = 58,5 g.
(2) Añadimos agua suficiente para disolver el soluto (sin exceder el volumen final de 1,0 L, digamos
unos 300 mL) y trasvasamos a un matraz aforado o fiola con ayuda de un embudo.
(3) Enjuagamos el vaso de precipitados varias veces con volúmenes pequeños de agua (unos
40 mL por vez) que se vierten en el matraz aforado cuidando de no superar el volumen final de
1,0 L. (4) Llevamos a volumen; es decir, con agua destilada nos aproximamos lo más que podamos
a la marca de 1,0 L, sin pasarnos; y (5) finalmente enrasamos hasta la marca de 1,0 L.
Tener en cuenta que cuando añadimos 1 mol de soluto (58,5 g de NaCl) a 1,0 L
de solvente (agua), no obtenemos una solución 1 M. Calcule la concentración que se obtiene en
este caso, y compare.
A menudo expresamos los volúmenes de soluciones en mL en vez de L.
También se suele medir el soluto en mmoles (milimoles) en lugar de moles. Como 1 L = 1000 mL
milimoles de soluto
y 1 mol = 1000 mmoles, podemos escribir la molaridad como:
.
mL de solución
Ejemplo 5.9. Calcule la masa de hidróxido de bario, Ba(OH)2, necesaria para preparar 2,50 L de
una solución 0,0600 molar de Ba(OH)2.
Solución: Como M =
m soluto
n soluto
m
yn=
M=
 msoluto = M*(PF)soluto*Vsolución
Vsolución
(PF) soluto * Vsolución
(PF)
= (0,0600 mol/L) * [137,3 + 2 * (16 + 1)] (g/mol) * 2,50 L = 25,7 g Ba(OH)2.
Las soluciones comerciales de ácidos y bases deben ser diluidas antes de usarlas
en la mayoría de las aplicaciones. Para ello es necesario saber la concentración comercial de dichas
soluciones, que puede calcularse a partir de los datos consignados en la etiqueta de la botella.
Ejemplo 5.10. Una muestra de ácido sulfúrico comercial tiene 96,4 % (en peso) de pureza y su
densidad relativa es de 1,84. Calcule la molaridad de esta solución.
Solución: Base de cálculo: 100 g de solución
En 100 g de solución hay 96,4 g de H2SO4  nH2SO4 = [mH2SO4/(PF)H2SO4] = 96,4 g/(2*1+32+4*16)
g/mol = 96,4/98 = 0,98 moles de H2SO4. Veamos ahora el volumen de solución:
m solución
n soluto
100 g
=
= 54,3 mL H2SO4. En consecuencia, la molaridad será: M =
=
ρ solución
1,84 g/mL
Vsolución
=
0,98 moles H 2 SO 4
= 18,0 M
1L
54,3 mL *
1000 mL
5.5.2. Dilución de soluciones
Por dilución entendemos la disminución de la concentración de una solución
mediante la adición de solvente. En consecuencia, cuando diluimos una solución, el número de
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moles de soluto presentes no cambia, pero sí cambia la concentración (disminuye) ya que el
volumen de la solución aumenta.
Supongamos que tenemos un volumen determinado, Vc, de una solución
concentrada de concentración Mc. Dado que la molaridad la definimos como M =
n
 el número
V
de moles presentes en esta solución es: nc = Mc*Vc. Si diluimos la solución añadiendo más solvente,
el nuevo volumen de la solución diluida será Vd y su molaridad será Md. En esta solución diluida,
el número de moles presentes será: nd = Md*Vd. Pero como el número de moles de soluto es el
mismo en ambas soluciones ya que lo único que se ha añadido es solvente  nc = nd y, en
consecuencia: Mc*Vc = Md*Vd, expresión que utilizamos siempre que trabajamos con soluciones
diluidas.
En general, cuando tratamos problemas de dilución se cumple que: Mc * Vc = Md *
Vd, donde Mc y Md son las concentraciones (molaridades) de las soluciones concentrada (inicial) y
diluida (final), respectivamente, y Vc y Vd son los volúmenes de las soluciones concentrada (inicial)
y diluida (final), respectivamente.
La dilución de soluciones concentradas, sobre todo de ácidos y bases fuertes,
generalmente liberan una importante cantidad de calor, suficiente como para vaporizar algunas
moléculas de agua. Por este motivo, cuando diluimos un ácido o base concentrados no se
recomienda añadir el agua a la solución concentrada, sino añadir lentamente el ácido
concentrado al agua (aunque para efectos de cálculo se supone que al diluir se agrega agua al
ácido). De esta forma el calor liberado es absorbido por una mayor masa de agua, disminuyendo el
riesgo de evaporaciones bruscas de agua y, en consecuencia, de salpicaduras.
Ejemplo 5.11. (a) Calcule el volumen de ácido sulfúrico comercial (18,0 M) necesario para preparar
600 mL de una solución 0,950 M de H2SO4. (b) Indique cómo prepararía dicha solución.
Solución:
(a) Nuestros datos son: solución concentrada: Vc = x mL; Mc = 18,0 M; solución diluida: Vd = 600
mL: Md = 0,950 M. Aplicando la ecuación antes vista: VC =
Md * Vd 0,950 * 600
=
= 31,7 mL H2SO4
Mc
18,0
comercial.
(b) Preparación: atendiendo a la precaución antes indicada: (1) en un matraz aforado (fiola) de
600 mL colocamos unos 400 o 500 mL de agua; (2) medimos 31,7 mL de H2SO4 concentrado con
una probeta o con una pipeta; (3) añadimos lentamente el ácido sobre el agua; (4) llevamos a
volumen y, finalmente, (5) enrasamos con agua destilada (o deionizada) hasta completar los 600 mL
de solución.
5.6. Uso de soluciones en reacciones químicas
El estudio cuantitativo de las soluciones y las relaciones estequiométricas de reacción que
hemos aprendido nos permiten conocer la cantidad de soluto presente en una solución una vez
conocida su concentración. También nos permiten encontrar el volumen de solución necesario para
reaccionar con una cierta cantidad de reactivo, y en fin, nos permite también calcular los volúmenes
de soluciones implicada en una reacción en solución acuosa.
Ejemplo 5.12. Encuentre el volumen de solución de NaOH 0,210 M necesaria para reaccionar con
40,0 mL de solución de H2SO4 0,505 M según la reacción: H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O.
Solución: De acuerdo a la estequiometría de la reacción, se necesitan 2 moles de NaOH por cada
mol de H2SO4. Esto es: nNaOH = 2*nH2SO4.
Como n = M*V  MNaOH*VNaOH = 2*MH2SO4*VH2SO4. En consecuencia:
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VNaOH =
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2 * MH2SO 4 * VH2SO 4
2 * 0,505 (mol / L ) * 40,0 mL
=
= 192 mL NaOH.
MNaOH
0,210 (mol / L )
Ejemplo 5.13. (a) Tome como referencia el ejemplo 5.1 y calcule la cantidad de fosfato de calcio
que precipita cuando se hace reaccionar 2,0 L de una solución 0,10 M de cloruro cálcico con 1,0 L
de solución 0,25 M de fosfato potásico. (b) Determine la concentración de los iones potasio que
quedan en solución.
Solución: (a) De acuerdo al ejemplo 5.1 la ecuación global y las RE molares son:
3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq)  Ca3(PO4)2(s)↓ + 6KCl(aq)
3 moles
2 moles
1 mol
6 moles
Calculamos el número de moles de cada reactivo: n CaCl2 = MCaCl2 * VCaCl2 = (0,10 M) * (2,0 L) = 0,20
moles; y nK 3PO 4 = MK 3PO 4 * VK 3PO 4 = (0,25 M) * (1,0 L) = 0,25 moles. Como la relación entre reactivos
no es la estequiométrica, es preciso encontrar el reactivo limitante: suponemos que el CaCl2 es el
RL; si reacciona todo el CaCl2 (0,20 moles), requerirá 0,20 * (2/3) = 0,13 moles de K3PO4 < 0,25
moles que realmente tengo  suposición correcta: el CaCl2 es el reactivo limitante.
En consecuencia, la cantidad de producto precipitado se obtiene de las relaciones estequiométricas:
3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq)  Ca3(PO4)2(s)↓ + 6KCl(aq)
3 moles
2 moles
1 mol
6 moles
0,20 moles
x moles
x=
(0,20 moles) * (1mol)
=
3 moles
0,067
moles
de
Ca3(PO4)2(s).
La
masa
será:
mCa3(PO4)2
=
nCa3(PO4)2*(PF)Ca3(PO4)2 = (0,0667 moles)*[3*40+2*(31+4*16)](g/mol) = (0,0667 moles)*(310 g/mol) =
20,667 g de Ca3(PO4)2.
(b) Al formar sales solubles, todo el K+ entrante con el K3PO4(aq) queda disuelto; y como el K3PO4
se disocia: K3PO4(aq)  3K+(aq) + PO4-3(aq), la cantidad (moles) del catión K+ es el triple que la de
K3PO4: 3*0,25 moles = 0,75 moles. Como el volumen final es de 3,0 L  la concentración de K+ =
n +
0,75 moles
[K+] = K = =
= 0,25 M. El mismo resultado se debe obtener sumando las contribuciones
V
3,0 L
de ion K+ procedentes del producto (KCl) y del reactivo excedente (K3PO4).
5.7. Valoraciones
Valoración es el proceso mediante el cual una solución reactiva de concentración conocida
(valorante), se añade cuidadosamente a otra solución de otro reactivo de concentración
desconocida. A partir del volumen utilizado de solución valorante y la estequiometría de la
reacción (ácido-base o redox) que tiene lugar, se puede conocer la concentración
desconocida de la solución.
Si bien existen soluciones patrón, es decir soluciones de
concentración exactamente conocida, la mayor parte de las soluciones
usadas en el laboratorio de química son soluciones valoradas, cuya
concentración exacta se ha determinado usando soluciones patrón
como valorantes.
La valoración también suele llamarse titulación, e incluso
neutralización (en reacciones ácido-base), debido a que las
propiedades del ácido y la base se contrarrestan mutuamente,
convirtiéndose en una solución salina prácticamente inocua. De allí el
uso de estas reacciones en tratamientos de aguas residuales
industriales.
Figura 5.5.
Valoración.
La valoración se lleva a cabo utilizando un erlenmeyer donde generalmente colocamos la
solución problema de concentración desconocida y una bureta en la cual colocamos la solución
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Capítulo 5: SOLUCIONES
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valorante (figura 5.5). La adición de la solución valorante es lenta y concluye cuando el indicador
cambia de color.
El indicador es generalmente un ácido orgánico que tiene distinto color dependiendo de la
concentración de H+ o pH de la solución. Bastan pocas gotas de indicador para poder identificar,
mediante el cambio de color, el llamado punto final de la valoración. Hay una pequeña diferencia
entre el punto final de valoración y el punto de equivalencia. Este último se define como el instante
en que las cantidades de reactivos son equivalentes. Si los reactivos son un ácido y una base el
punto de equivalencia es el punto exacto de neutralización del ácido con la base o viceversa; este
es un punto (instante) teórico que no se percibe en el proceso de valoración. En cambio, el punto
final de valoración sí se percibe con el cambio de coloración del indicador que detecta el exceso de
ácido o base. Escogido convenientemente, el indicador puede ser lo suficientemente sensible como
para detectar la diferencia entre ambos puntos con una gota de solución valorante.
Ejemplo 5.14. ¿Cuál es la molaridad de una solución de ácido clorhídrico si se necesitan 36,7 mL
de dicha solución para reaccionar con 43,2 mL de solución de hidróxido sódico 0,236 M? La reacción
es: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l).
Solución:
La ecuación balanceada nos dice que reacciona 1 mol de HCl con 1 mol de NaOH; o bien: nHCl =
= nNaOH. Esto es: MHCl * VHCl = MNaOH * VNaOH  MHCl =
MNaOH * VNOH
0,236 (mol / L ) * 43,2 mL
=
=
VHCl
36,7 mL
0,278 M de HCl
Ejemplo 5.15. Una muestra de 43,2 mL de disolución de hidróxido sódico 0,236 M reacciona
completamente con 36,7 mL de una disolución de ácido sulfúrico. ¿Cuál es la molaridad de la
solución de ácido sulfúrico? La reacción balanceada es: 2NaOH(aq) + H2SO4(aq)  Na2SO4(aq) +
+ 2H2O(l)
Solución:
En este caso la relación en moles es: nNaOH = 2nH2SO4  MNaOH * VNaOH = 2* MH2SO4 * VH2SO4.
Esto es: MH2SO4 =
MNaOH * VNOH
0,236 (mol / L ) * 43,2 mL
=
= 0,139 M de H2SO4.
2 * VH2SO 4
2 * 36,7 mL
Nótese la semejanza entre estos dos últimos problemas. La cantidad de base es la misma. El
resultado varía con la estequiometría de la reacción.
EJERCICIOS PROPUESTOS
GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos:
Ácido
Ácido débil
Ácido fuerte
Ácido muriático
Ácidos minerales
Agente oxidante
Agente reductor
Aleación
Base
Base fuerte
Coloide
Concentración
Dilución
Ecuación de unidad fórmula
Ecuación global
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Electrolito fuerte
Herrumbre
Indicador
Índice de oxidación
Iones espectadores
Metal activo
Molaridad
Molécula polar
Neutralización
No electrolito
Número de oxidación
Oxidación
Pila
Precipitado
Punto de equivalencia
Reducción
Sal
Sal soluble
Solubilidad
Solución
Solución acuosa
Solución binaria
Solución concentrada
Solución diluida
Solución patrón
Solución valorada
Soluto
Solvatación
Solvente
Titulación
Capítulo 5: SOLUCIONES
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Ecuación iónica neta
Ecuación iónica total
Ecuación molecular
Electrolito
Electrolito débil
Química Básica
Química Básica
Punto final de valoración
Reacción ácido base
Reacción de dismutación
Reacción de precipitación
Reacción redox
Valencia
Valoración
Valorante
Vinagre
Volumetría
PROBLEMAS
1.
Clasifique cada sustancia como un electrolito o como un no electrolito: NH4Cl, HI, C6H6,
Zn(CH3COO)2, Cu(NO3)2, CH3COOH, C12H22O11 (azúcar), LiOH, KHCO3, CCl4, La2(SO4)3, I2.
2.
Clasifique cada sustancia como electrolito fuerte o débil y luego identifique los ácidos fuertes,
las bases fuertes, los ácidos débiles y las bases débiles: NaCl, MgSO4, HCl, H2C2O4, Ba(NO3)2,
H3PO4, RbOH, HNO3, HI, Ba(OH)2, LiOH, C2H5COOH, NH3, KOH, Mg(CH3COO)2, HCN, HClO4.
3.
Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta. Refiérase a las reglas
de solubilidad cuando sea necesario: (a) Nuestros huesos son principalmente fosfato cálcico.
El cloruro cálcico reacciona con fosfato potásico para formar fosfato cálcico y cloruro potásico.
(b) Los compuestos de mercurio son muy venenosos. El nitrato de mercurio (II) reacciona con
sulfuro sódico para formar sulfuro de mercurio (II), que es muy insoluble, y nitrato sódico. (c)
Los iones cromo (III) son muy venenosos. Pueden separarse de la disolución precipitando el
hidróxido de cromo, muy insoluble. El cloruro de cromo (III) reacciona con hidróxido de calcio
para formar hidróxido de cromo (III) y cloruro cálcico.
4.
Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que
ocurren cuando se mezclan disoluciones acuosas de los compuestos. (a) Cu(NO3)2 + H2S  ?;
(b) CuSO4 + H2S  ?; (c) Bi2(SO4)3 + (NH4)2S ?
5.
En cada uno de los siguientes apartados, ambos compuestos son solubles en agua. Prediga si
se formará un precipitado cuando se mezclen disoluciones de los dos y, si es así, identifique el
compuesto que precipita. (a) NH4Br, Hg2(NO3)2; (b) KOH, Na2S; (c) Cs2SO4, MgCl2.
6.
Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que
ocurren entre el ácido y la base. Suponer que todas las ecuaciones ocurren en agua o en
contacto con agua. (a) ácido acético + hidróxido sódico; (b) ácido sulfuroso + hidróxido sódico;
(c) ácido fluorhídrico + hidróxido de litio; (d) hidróxido sódico + ácido sulfúrico; (e) hidróxido
cálcico + ácido fosfórico; (f) hidróxido de cobre (II) + ácido nítrico.
7.
Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones de
un ácido y una base que producirán las sales indicadas. (a) carbonato sódico; (b) carbonato de
bario; (c) nitrato de níquel (II); (d) sulfuro sódico; (e) fosfato de aluminio; (f) arseniato de plomo
(II).
8.
Asigne los estados de oxidación al elemento especificado en cada grupo de compuestos: (a) P
en PCl3, P4O6, P4O10, HPO3, H3PO3, POCl3, H4P2O7, Mg3(PO4)2. (b) Cl en Cl2, HCl, HClO, KClO3,
Cl2O7, Ca(ClO4)2. (c) Mn en MnO, MnO2, Mn(OH)2, K2MnO4, KMnO4, Mn2O-. (d) O en OF2, Na2O,
Na2O2, KO2.
9.
Determine cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación-reducción; en aquellas que lo
son identifique los agentes oxidante y reductor: (a) HgCl2(aq) + 2KI(aq)  HgI2(s) + 2KCl(aq);
(b) 4NH3(g) + + 3O2(g)  2N2(g) + 6H2O(g); (c) CaCO3(s) + 2HNO3(aq)  Ca(NO3)2(aq) + CO2(g) +
H2O(l); (d) PCl3(l) + + 3H2O(l)  3HCl(aq) + H3PO3(aq).
10. Use la serie de actividades para predecir si ocurrirán o no las siguientes reacciones: (a) Sn(s) +
∆
2Al(s) + 3H2O(g); (c) Cu(s) + 2H+  Cu2+ + H2(g);
Ca2+  Sn2+ + Ca(s); (b) Al2O3(s) + 3H2(g) 
→
2+
2+
(d) Cu(s) + + Pb  Cu + Pb(s).
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Capítulo 5: SOLUCIONES
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11. Identifique las reacciones de precipitación, ácido-base y redox: (a) H2SO4(aq) + 2KOH(aq) 
∆
2RbBr(s); (c) 2KI(aq) + F2(g)  2KF(aq) + I2(s);
 K2SO4(aq) + 2H2O(l); (b) 2Rb(s) + Br2(l) 
→
∆
∆
BaO(s) + CO2(g);
(d) CaO(s) + SiO2(s) 
→ CaSiO3(s); (e) S(s) + O2(g)  SO2(g); (f) BaCO3(s) 
→
∆
(g) HgS(s) + O2(g) 
→ Hg(l) + SO2(g); (h) AgNO3(aq) + HCl(aq)  AgCl(s) + HNO3(aq); (i) Pb(s) +
+ 2HBr(aq)  PbBr2(s) + + H2(g); (j) 2HI(aq) + H2O2(l)  I2(s) + 2H2O(l); (k) RbOH(aq) + HNO3(aq) 
∆
H2(g) + CO2(g);
 RbNO3(aq) + H2O(l); (l) N2O5(s) + H2O(l)  2HNO3(aq); (m) H2O(g) + CO(g) 
→
(n) MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(s); (o) PbSO4(s) + PbS(s)  2Pb(s) + 2SO2(g).
12. Nombre los siguientes compuestos moleculares binarios: (a) AsF3; (b) Br2O; (c) BrF5; (d) CSe2;
(e) Cl2O7.
13. Escriba la fórmula química de cada uno de los siguientes compuestos: (a) trióxido de diboro;
(b) pentasulfuro de dinitrógeno; (c) triyoduro de fósforo; (d) tetracloruro de azufre; (e) sulfuro
de silicio; (f) sulfuro de hidrógeno; (g) hexóxido de tetrafósforo.
14. Escriba las ecuaciones químicas ajustadas para cada uno de los siguientes procesos:
(a) cuando se calientan nitrógeno y oxígeno se combinan para formar óxido de nitrógeno (III);
(b) calentando una mezcla de sulfuro de plomo (II) y sulfato de plomo (II) se produce plomo
metálico y dióxido de azufre.
15. ¿Cuántos moles de oxígeno pueden obtenerse por la descomposición de 10,0 g de reactivo en
cat
2KCl(s) + 3O2(g); (b) 2H2O2(aq) 
cada una de las siguientes reacciones: (a) 2KClO3(s) →
∆
 2H2O(l) + O2(g); (c) 2HgO(s) 
→ 2Hg(l) + O2(g).
16. ¿Qué masa de Zn se necesita para desplazar 14,5 g de Cu del CuSO4.5H2O?
17. (a) La densidad de una solución al 18,0 % de sulfato amónico, (NH4)2SO4, es 1,10 g/mL. ¿Qué
masa de (NH4)2SO4 se necesitarán para preparar 425 mL de esta solución? (b) ¿Qué volumen
de la solución de (a) contiene 90,0 g de (NH4)2SO4?
18. La disolución ordinaria de ácido fluorhídrico, HF, es del 49 % en HF y tiene una densidad relativa
de 1,17. ¿Cuál es la molaridad de la solución?
19. Calcule la molaridad resultante cuando 145 mL de una solución de H2SO4 6,00 M se mezclan
con 245 mL de H2SO4 3,00 M.
20. Una muestra impura de Na2CO3 sólido se dejó reaccionar con HCl 0,1225 M según la siguiente
reacción: Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + CO2 + H2O. Una muestra de 0,1337 g de carbonato sódico
necesitó 15,55 mL de disolución de HCl. ¿Cuál es la pureza del carbonato sódico?
21. El ácido benzoico, C6H5COOH, se usa a veces para estandarizar soluciones básicas. Una
muestra de 1,922 g del ácido reacciona con 29,47 mL de una solución de NaOH. ¿Cuál es la
molaridad de la disolución de base?
22. La disolución de ácido clorhídrico concentrado es del 37 % de HCl y tiene una densidad de
1,39 g/mL. Se prepara una disolución diluida de HCl diluyendo con agua 2,00 mL de esta
solución de HCl concentrado hasta 100,0 mL. Luego, 10,0 mL de esta solución diluida reacciona
con una solución de AgNO3 según la siguiente reacción: HCl(aq) + AgNO3(aq)  HNO3(aq) +
+ AgCl(s). ¿Cuántos mL de disolución de AgNO3 0,108 M se necesitarán para precipitar todo el
cloruro como AgCl?
23. El cloruro de hierro (II), FeCl2, reacciona con amoníaco, NH3, y agua, H2O, para producir
hidróxido de hierro (II), Fe(OH)2, y cloruro amónico, NH4Cl. (a) Escriba la ecuación balanceada
para esta reacción. (b) Mezclamos 78,5 g de FeCl2, 25,0 g de NH3 y 25,0 g de agua, que luego
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Capítulo 5: SOLUCIONES
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reaccionan tan completamente como es posible. ¿Cuál es el reactivo limitante? (c) ¿Cuántos
gramos de cloruro amónico, NH4Cl, se forman?
24. En un experimento, 272 g de fósforo, P4, reaccionaron con exceso de oxígeno para formar
decaóxido de tetrafósforo, P4O10, con un rendimiento del 89,5 %. En la segunda etapa de la
reacción se obtuvo un rendimiento de H3PO4 del 97,8 %. (a) Escriba las ecuaciones ajustadas
para estas dos etapas de reacción. (b) ¿Qué masa de H3PO4 se obtuvo?
25. La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran preocupación entre los
científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO)
que proviene de las emisiones de los aviones a propulsión a alturas elevadas. La reacción es:
O3 + NO  O2 + NO2. (a) Si 0,740 g de ozono reaccionan con 0,670 g de NO, ¿cuántos gramos
de NO2 se producirán? (b) Calcule el número de moles del reactivo en exceso que se recupera
al final de la reacción.
26. El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide
que las moléculas del caucho se separen cuando este se estira. Se prepara mediante el
calentamiento del azufre en una atmósfera con cloro: S8(l) + 4Cl2(g)  4S2Cl2(l). (a) ¿Cuál es el
rendimiento teórico del S2Cl2 en gramos cuando 4,06 g de S8 se calientan con 6,24 g de Cl2?
(b) Si el rendimiento real de es de 6,55 g ¿cuál es el porcentaje de rendimiento?
27. Cierto óxido metálico tiene la fórmula MO, en donde M representa el metal. Una muestra de
39,46 g del compuesto se calienta fuertemente bajo una atmósfera de hidrógeno, para eliminar
el oxígeno en forma de moléculas de agua. Al final quedan 31,70 g del metal. Si el oxígeno
tiene una masa atómica de 16,00 uma, calcule la masa atómica de M e identifique el elemento.
28. La aspirina o ácido acetilsalicílico se sintetiza mediante la reacción del ácido salicílico con el
anhídrido acético:
+
C4H6O3

C9H8O4
+
C2H4O2.
C7H6O3
ácido salicílico
anhídrido acético
aspirina
ácido acético
(a) ¿Cuánto ácido salicílico se necesita para producir 0,400 g de aspirina (aproximadamente el
contenido de una tableta), en caso de que el anhídrido acético esté en exceso? (b) Calcule la
cantidad de ácido salicílico necesaria si sólo el 74,9 % de ácido salicílico se convierte en
aspirina. (c) En un experimento, 9,26 g de ácido salicílico se hicieron reaccionar con 8,54 g de
anhídrido acético. Calcule el rendimiento teórico de aspirina y el porcentaje de rendimiento si
sólo se producen 10,9 g de aspirina.
Respuestas: 10) Ninguna es espontánea (el metal más activo debería oxidarse);
15) (a) 0,122 moles; (b) 0,147 moles; (c) 0,0231 moles; 16) 14,9 g de Zn; 17) (a) 84,2 g de
(NH4)2SO4; (b) 455 mL; 18) 29 M; 19) 4,12 M; 20) 75,50 %; 21) 0,534 M; 22) 26,13 mL AgNO3;
23) (c) 66,3 g NH4Cl; 24) 753 g de H3PO4; 25) (a) 0,709 g NO2; (b) 6,9x10-3 moles de NO;
26) (a) 8,55 g S2Cl2; (b) 76,6 %; 27) (a) 65,4 uma; Zn; 28) (a) 0,306 g ácido salicílico; (b) 0,408 g
ácido salicílico; (c) 90,1 %.
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APUNTES DE CLASE – QB0
Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
6.1. Introducción
La química orgánica estudia los compuestos que contienen carbono; sobre todo aquellas
sustancias que contienen mayoritariamente enlaces C-C y C-H, aunque pueden tener también
enlaces con otros pocos átomos: N, O, S, P y halógenos.
Los químicos del siglo XVII utilizaron el término “orgánico” para referirse a los compuestos
derivados de seres vivos, ya que creían que la naturaleza poseía unas “fuerzas vivas” de modo
que solamente ellas podían producir este tipo de sustancias.
Esta concepción romántica de los compuestos orgánicos se abandonó (mas no el nombre)
en 1828 cuando Wohler (químico alemán) obtuvo úrea (compuesto orgánico) sintética a partir de
cianato de plomo y amoniaco acuoso: Pb(OCN)2 + 2NH3 + 2H2O  2(NH2)2CO + Pb(OH)2.
¿Por qué una rama de la química dedicada a un solo elemento (carbono)? (1) En la
actualidad se conocen más de 14 millones de compuestos orgánicos, entre naturales y sintéticos;
bastantes más que los poco más de 100 000 compuestos inorgánicos conocidos. (2) Las moléculas
que contienen carbono son mucho más grandes y complejas (la molécula de metano contiene 5
átomos por molécula, mientras que una de ADN puede contener miles de millones de átomos por
molécula).
La química orgánica la encontramos en todos los aspectos de nuestra vida diaria. La vida
misma se basa en las complejas relaciones existentes entre cientos de sustancias, desde
compuestos simples como azúcares, aminoácidos y grasa, hasta otros mucho más complejos como
las enzimas que catalizan las reacciones en los seres vivos, y las moléculas de ADN que llevan la
información genética de una generación a otra. La comida que comemos, la ropa que vestimos, los
plásticos y polímeros que están por todos lados, las medicinas que nos curan, el papel sobre el cual
escribimos, los combustibles, muchos de nuestros venenos, pesticidas, jabones y detergentes…
todo lo abarca la química orgánica.
El conocimiento de tal cantidad de compuestos orgánicos se organiza tomando como base
los grupos funcionales, que son grupos de átomos responsables del comportamiento químico de
las moléculas que los contienen.
Si hay sustancias naturales con las cuales se identifica la química orgánica, estas son el
petróleo y el gas natural. Aunque mucha gente piensa en ellos como fuente de combustibles,
también son materia prima para un sinnúmero de derivados. Baste con indicar que más de la mitad
de los 50 productos industriales de mayor uso en el mundo actualmente derivan de la industria
petroquímica.
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Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
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En este capítulo pondremos especial énfasis
en el carbono y sus principales propiedades, las
cuales están ligadas a su estructura atómica, así
como en los hidrocarburos derivados del petróleo,
como materias primas de la industria petroquímica.
Finalmente veremos muy brevemente la
nomenclatura de la química orgánica, así como
algunas de las principales reacciones de la química
orgánica.
GRAFITO
DIAMANTE
6.2. Formas alotrópicas del carbono
El carbón se encuentra hasta en cuatro
formas alotrópicas (figura 6.1): grafito, diamante,
FULLERENO
fullerenos y grafeno. La estructura “escamosa” del
grafito (capas de carbono en un arreglo hexagonal)
Figura 6.1. Formas alotrópicas del carbono.
explica por qué se puede escribir con un lápiz. El
diamante tiene una estructura cristalina diferente
(cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos de carbono formando una estructura
tridimensional) que lo hace el material más duro conocido. Los fullerenos o fulerenos, por su parte,
tienen una estructura muy particular. El más conocido tiene 60 átomos de carbono ordenados en
forma esférica análoga a un balón de fútbol. El grafeno, descubierto desde 1930, recién se aisló a
temperatura ambiente en 2004 y ya se perfila como el material del futuro. Es un material
bidimensional constituido de una sola capa de átomos de carbono extraída del grafito.
Estas diversas estructuras dan lugar a diferentes propiedades y aplicaciones; así, el
grafito, es muy blando y fácilmente exfoliable, se usa en las “minas” de los lápices y como lubricante
seco en máquinas que trabajan a muy altas temperaturas. También se usa en pinturas antirradar
para vehículos y aviones de combate, intercalando otros compuestos entre sus capas.
El diamante es transparente y la sustancia natural más dura conocida. Además de en
joyería, se usa en herramientas de corte, brocas de perforación, y (en polvo) como material de
pulido.
Los fulerenos (descubiertos en 1985) tienen propiedades no del todo conocidas, aunque ya
se utilizan en múltiples aplicaciones. Se conoce que resisten muy bien el calor y poseen
superconductividad. Se han fabricado con diverso número de átomos, desde 20 hasta más de 500,
y se usan principalmente en superconductores y en medicina (como portadores de antibióticos y
otras medicinas) para tratamientos específicos anti bacterias e inclusive para el tratamiento de
melanomas (cáncer).
Los nanotubos (figura 6.2) son esencialmente
hojas de grafito enrolladas formando tubos de
aproximadamente 1 nm de radio que tiene una alta
resistencia mecánica y altas conductividades eléctrica y
térmica. Se usa en alambres y elementos estructurales,
conductores especiales, transistores, elementos de
memoria para computadoras, motores a nanoescala y
sistemas de dosificación de medicinas.
Figura 6.2. Nanotubo de carbono.
El grafeno es el más prometedor de todos. Sus propiedades son muy particulares: 200
veces más resistente que el acero, flexible, mejor conductor que algunos metales, etc.). Se
vislumbran muchas aplicaciones tecnológicas en un futuro cercano, como el teléfono móvil y el
computador personal flexibles, material base para celdas fotovoltaicas que permitan almacenar
mayores cantidades de energía (solar, por ejemplo), transmisión de datos a alta velocidad con
ventaja sobre la fibra óptica actual, etc.
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6.3. Características e importancia del carbono
El carbono tiene una habilidad única entre todos los elementos para enlazarse con él mismo
(autosaturación) y formar largas cadenas de átomos de carbono. El único otro elemento capaz de
hacer esto es el silicio, aunque su mayor peso molecular no le da la versatilidad del carbono para
formar tantos compuestos.
La configuración electrónica del carbono: 6C = 1s2 2s2 2p2; o bien: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 nos
hace pensar en sólo 2
electrones de valencia
(los del nivel 2p2,
aunque los del nivel
2s
tiene
energía
similar) y capacidad
para formar 2 enlaces
con
energía
ligeramente diferente,
ya que la energía de
los orbitales 2px y 2py
Figura 6.3. Hibridación de los orbitales s y p del carbono en la molécula de metano.
es parecida pero no
igual (figura 6.3).
Cuando el carbono se une con el hidrógeno para formar la molécula orgánica más sencilla,
el metano: CH4, forma 4 enlaces idénticos (tetravalencia) que solamente pueden explicarse a
través de la teoría de la hibridación de los orbitales.
No profundizaremos en esta teoría;
simplemente diremos que cuando los orbitales s y p
del carbono se combinan pueden formar más de un
tipo de orbitales híbridos que explican no sólo los
enlaces posibles con el hidrógeno (C-H) sino también
entre átomos de carbono que pueden ser sencillos
(C-C), dobles (C=C) y triples (C≡C).
En la figura 6.4 puede verse los distintos tipos
de hibridación, que pueden dar lugar a moléculas
lineales (hibridación sp), planas triangulares
(hibridación sp2) y tetraédricas (hibridación sp3).
6.4.
Figura 6.4. Hibridación de orbitales en el
átomo de carbono y tipos de moléculas.
Representación de moléculas orgánicas. Tipos de fórmulas.
Existen varias formas de representar las moléculas orgánicas, que veremos antes de
estudiar la nomenclatura en el próximo capítulo. Estas son:
a) Empírica: es la forma más reducida. Sólo da idea de la proporción de átomos de cada
tipo en la molécula. No sirve pues para identificar compuestos.
b) Molecular: indica el número de átomos de cada tipo existentes en la molécula. Tampoco
sirve para identificar compuestos, ya que hay muchos compuestos distintos con la misma fórmula
molecular (isómeros). Ejemplo: C3H6O3.
c) Semidesarrollada: es la más utilizada en la química orgánica. Indica únicamente los
enlaces que constituyen la cadena carbonada.
d) Desarrollada Indica todos los enlaces que conforman la molécula. No se usa demasiado
aunque al principio es muy útil.
e) Estructuras topológica: en la cual cada enlace se representa con una línea, y la cadena
carbonada en forma de zigzag. Los átomos de C e H no se representan.
f) Estructuras tridimensionales: como las vistas en el capítulo 3 (sección 3.9), son sobre
todo útiles para diferenciar los isómeros (que veremos más adelante).
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Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
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En la figura 6.5 pueden verse distintas formas de representar las fórmulas químicas
Fórmula empírica
(benceno)
CH
Fórmula molecular
(benceno)
Fórmula
semidesarrollada
(aspirina)
C6H4(OCOCH3)COOH
Fórmula desarrollada
Estrructura topológica
(aspirina)
C6H6
Fórmula tridimensional
(aspirina
Figura 6.5. Formas de representar las moléculas orgánicas.
6.5. Resumen de las características del carbono y de los compuestos
orgánicos.
La estructura de los compuestos orgánicos depende de una serie de propiedades que son
específicas del átomo de carbono:
• Electronegatividad intermedia lo que permite formar enlace covalente tanto con
metales como con no metales.
• Posibilidad de unirse a sí mismo formando cadenas.
• Tamaño pequeño lo que le posibilita formar enlaces dobles y triples.
• Tetravalencia: s2p2 ⇒ s px py pz = sp3 aportando tan sólo 400 kJ/mol
Los compuestos orgánicos poseen las siguientes características:
• Solubilidad en disolventes orgánicos como acetona, benceno… En cambio, no suelen
ser solubles en agua, con algunas excepciones.
• Se descomponen a temperaturas no muy altas y arden fácilmente, en contraposición
con los compuestos inorgánicos.
• La velocidad de las reacciones en las que intervienen suele ser muy lenta y suelen
precisar una elevada energía para comenzar a reacción.
Tipos de enlace del carbono.
• Enlace simple: los cuatro pares de electrones se comparten con cuatro átomos distintos.
Ejemplo: CH4, CH3–CH3
• Enlace doble: hay dos pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Ejemplo:
H2C=CH2, H2C=O.
• Enlace triple: hay tres pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Ejemplo:
HC≡CH, CH3 –C≡N
6.6. Isomería
La isomería es una propiedad de las sustancias
químicas de presentar isómeros. Por isómeros entendemos
compuestos diferentes de idéntica fórmula molecular.
Existen distintos tipos de isómeros, como puede
verse en la figura 6.6.
No profundizaremos en cada uno de estos tipos de
isómeros. Pondremos solamente algún ejemplo de cada uno.
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Figura 6.6. Isomería.
Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
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Los que más nos interesarán para la nomenclatura básica que estudiaremos en el próximo capítulo
son los isómeros estructurales.
En la figura 6.7 se pueden ver estos ejemplos.
H H H H
H - C - C - C - C - H = CH3 - CH2 - CH2 - CH3 ≠ CH3 - CH - CH3
H H H H
CH3
Isómeros estructurales de cadena: Los
átomos de carbono están repartidos de
diferente forma
isobutano o
isometilpropano
n-butano
H H H H
Isómeros estructurales de posición: El
mismo grupo funcional se encuentra en
distintos átomos de carbono
H H H H
H H H H
2-butanol
1-butanol
CH3 - CH2 - CH2 - CH2OH ≠ CH3 - CH2OH - CH2 - CH3
C3H8O
CH3 - O - CH2 - CH3 ≠ CH3 - CH2 - CH2OH
etil metil éter
H OH H H
H - C - C - C - C - OH ≠ C - C - C - C
Isómeros estructurales de función:
Presentan funciones químicas diferentes.
1-propanol
Figura 6.7. Ejemplos de isómeros estructurales.
En la tabla VI.1 se muestra el número de posibles isómeros
estructurales o constitucionales de algunos alcanos.
En la figura 6.8 se incluyen ejemplos de estereoisómeros cis
(mismo lado) trans (lados opuestos), isómeros cuyos átomos están
conectados en el mismo orden, pero con disposición espacial diferente.
Tabla VI.1. Número de
posibles
isómeros
estructurales
o
constitucionales
Fórmula
C7H16
C8H18
C9H20
C10H22
C11H24
C12H26
C13H28
C14H30
C15H32
C20H42
C25H52
C30H62
Isómeros
9
18
35
75
159
355
802
1858
4347
366 319
36 797 588
4 111 846
763
Figura 6.8. Estereoisomería cis - trans.
6.7. Hidrocarburos. Tipos y propiedades.
La mayor parte de los compuestos orgánicos
derivan de los hidrocarburos: compuestos de carbono e
hidrógeno (ver figura 6.9). El petróleo y el gas natural son
las sustancias naturales que están compuestas
principalmente por hidrocarburos.
En base a su estructura, los hidrocarburos pueden
ser alifáticos (no contienen el grupo benceno o anillo
bencénico) y aromáticos (sí lo contienen).
Figura 6.9. Tipos de hidrocarburos
Los alifáticos a su vez pueden ser saturados si sólo contienen enlaces C-C sencillos; aquí
están comprendidos los alcanos que forman cadenas carbonadas lineales o ramificadas, y los
cicloalcanos que forman cadenas cíclicas (cerradas). También pueden ser insaturados si
contienen enlaces dobles (C=C) como en el caso de los alquenos, y/o enlaces triples (C≡C) como
en el caso de los alquinos.
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6.7.1. Hidrocarburos saturados
a) Alcanos
Son
hidrocarburos
saturados acíclicos; es decir, que forman
cadenas lineales y cada átomo de H está
unido a un solo átomo de C. Contienen
sólo enlaces sencillos C-C y C-H.
Responden a la fórmula general CnH2n+2.
Reciben también el nombre de parafinas
(de parum affinis = poca afinidad). En ellos
el carbono presenta la hibridación sp3.
H
H C H
H
methane
CH3
H H
H C C H
H H
ethane
CH3CH3
H H H
H C C C H
H H H
H H H H
H C C C C H
H H H H
propane
butane
CH3CH2CH3
CH3CH2CH2CH3
H H H H H
H C C C C C H
H H H H H
pentane
CH3CH2CH2CH2CH3
Figura 6.10. Fórmulas estructural y semidesarrollada
de los 5 primeros alcanos.
La molécula más simple de los alcanos es el metano; siguen etano, propano,
butano y pentano (ver figura 6.10).
En la figura 6.11 se ven las
representaciones estructurales tridimensionales de metano y
butano.
En la tabla VI.2 se incluyen los nombres de
los primeros 20 alcanos y algunas de sus propiedades más
importantes como el estado de agregación (los 4 primeros son
gases, del C5 al C16 son líquidos y del C17 para adelante son
Figura 6.11. Representaciones
sólidos). Se incluyen también los puntos de fusión (Tf) y
tridimensionales de (a) metano y (b)
ebullición (Tb), así como su presencia en la composición de los
butano).
principales derivados del petróleo. Podemos hacernos ya una
idea de estos derivados del petróleo: ninguno de ellos es una sustancia pura, sino que son
soluciones de varios componentes.
El petrolatum es una mezcla semisólida que se usa en pomadas medicinales y
como lubricante. Como puede verse en la tabla VI.2, el punto de ebullición aumenta con el número
de carbonos de la cadena. Los puntos de fusión también se incrementan de la misma forma.
Tabla VI.2. Primeros 20 hidrocarburos. Algunas propiedades y constitución de los principales derivados del petróleo.
Hidrocarburo
T(ºC)
Nombre
Fórmula
Tf
Tb
Metano
CH4
-184
-161
GAS
NATURAL
Etano
C2H6
-183
-88
Propano
C3H8
-188
-42
GLP
Butano
C4H10
-138
0,6
Pentano
C5H12
-130
36
ÉTER DE
Hexano
C6H14
-94
69
PETRÓLEO
Heptano
C7H16
-91
98
Octano
C8H18
-57
126
GASOLINA
Nonano
C9H20
-54
150
Decano
C10H22
-30
174
Undecano
C11H24
-25,6 194,5
Dodecano
C12H26
-9,6 214,5
Tridecano
C13H28
-6,2
234
Tetradecano
C14H30
5,5 252,5
KEROSENE
Pentadecano
C15H32
10
270,5
Hexadecano
C16H34
18
287,5
PETRÓLEO DIESEL
Heptadecano
C17H36
22,5
303
ACEITES LUBRICANTES
Octadecano
C18H38
28
317
PETROLATUM
Nonadecano
C19H40
32
330
Eicosano
C20H42
36,7
205*
Estado de agregación: sólido, líquido y gaseoso.
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Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
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Los
alcanos
pueden ser lineales (figura 6.12) si
sólo tienen carbonos primarios
(unidos a un solo átomo de carbono)
y secundarios (unidos a dos
Figura 6.12. Alcanos lineales
átomos
de
carbono),
o
ramificados (figura 6.13) si tienen
al menos un carbono terciario (unido a tres átomos de carbono) oFigura
cuaternario
(unido
a cuatro
6.13. Alcanos
ramificados.
átomos de carbono).
b) Cicloalcanos
Los cicloalcanos por su parte son
hidrocarburos saturados cíclicos; esto es, forman cadenas
cerradas o anillos (figura 6.14). También poseen enlaces
Figura 6.14. Cicloalcanos.
sencillos C-H y C-C. Su fórmula general es CnH2n. Su punto de
ebullición aumenta regularmente con el número de carbones, mas no así su punto de fusión, que
depende también de la forma de los anillos.
6.7.2. Hidrocarburos insaturados
a) Alquenos
Son hidrocarburos insaturados acíclicos, llamados también olefinas por su
apariencia oleosa. Están formados por enlaces dobles C=C y enlaces sencillos C-H. Su fórmula
general es CnH2n y se obtienen por desintegración térmica.
Se encuentran en la naturaleza. El etileno
(H2C=CH2) es una hormona vegetal que induce la
maduración de los frutos; el a-pineno es un componente
del aguarrás y el b-caroteno es un pigmento anaranjado
Figura 6.15. b-caroteno.
precursor de la vitamina A, presente en muchos alimentos
vegetales (figura 6.15). En general poseen bajo punto de ebullición que se incrementa con el peso
atómico. Los alquenos ramificados tienen menores puntos de ebullición. Son menos densos que el
agua y ligeramente polares.
b) Cicloalquenos
Son hidrocarburos insaturados cíclicos,
compuestos de al menos un enlace doble C=C y enlaces
sencillos C-H. Su fórmula general es CnH2n-2 (cicloalqueno
sencillo) y se obtienen por desintegración térmica (figura 6.16).
Figura 6.16. Cicloalquenos.
c) Alquinos
Son hidrocarburos insaturados acíclicos formados por enlaces triples C≡C y
enlaces sencillos C-H. Su fórmula general es CnH2n-2. En ellos el carbono presenta la hibridación
sp. El primero de la serie es el etino o acetileno: HC≡CH.
6.7.3. Hidrocarburos aromáticos o bencénicos
Derivan de un compuesto representativo, el
benceno: C6H6, un hidrocarburo cíclico que posee enlaces
dobles C=C y enlaces sencillos C-H (figura 6.17).
El benceno es un líquido incoloro de olor a
esencias. Es soluble en éter, nafta y acetona. También se
Figura 6.17. Benceno.
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disuelve en alcohol y en la mayoría de solventes orgánicos. Disuelve al yodo y a las grasas. Tiene
una densidad de 0,89 g/mL; funde a 5,5 ºC y hierve a 80 ºC.
Algunas industrias usan el benceno como punto de partida para manufacturar otros
productos químicos usados en la fabricación de plásticos, resinas, nilón y fibras sintéticas como lo
es el kevlar y en ciertos polímeros. También se usa benceno para hacer ciertos tipos de gomas,
lubricantes, tinturas, detergentes, medicamentos y pesticidas. Los volcanes e incendios forestales
constituyen fuentes naturales de benceno. El benceno es también un componente natural del
petróleo crudo, gasolina y humo de cigarrillo.
En la figura 6.18 pueden verse las
estructuras de algunos derivados del benceno. Como
puede verse, en el tolueno o metilbenceno se
reemplaza uno de los hidrógenos del benceno por un
radical metil o metilo. Es la materia prima a partir de la
cual se obtienen derivados del benceno, el ácido
benzoico, el fenol, la caprolactama, la sacarina, el TDI
(diisocianato de tolueno) materia prima para la Figura 6.18. Hidrocarburos aromáticos.
elaboración de poliuretano, medicamentos, colorantes,
perfumes, TNT y detergentes. El naftaleno (alquitrán blanco, alcanfor o naftalina) se usa para
ahuyentar polillas. El antraceno se usa como materia prima para la obtención de la antraquinona,
que a su vez se utiliza para fabricar una amplia gama de colorantes. El fenantreno se encuentra
en el humo del cigarrillo; debe su nombre a la composición de fenil+antraceno, y provee el marco
aromático de los esteroides.
Algunos derivados del benceno son carcinogénicos (pueden generar cáncer), por
lo que deben ser manipulados de forma adecuada.
6.8. El petróleo y sus derivados
El petróleo es bien conocido, junto con el gas natural, no sólo por su contribución al sector
energético en todo el mundo sino también por dar lugar a una serie de derivados que constituyen
las materias primas de la industria petroquímica que nos provee de medicamentos, vestimenta y
muchos otros productos.
El petróleo sin refinar es un líquido viscoso e inflamable de color café oscuro (figura 6.19)
que se encuentra en estado natural en la corteza terrestre como una compleja mezcla de alcanos,
alquenos, cicloalcanos, y compuestos aromáticos en el transcurso de millones de años mediante la
descomposición anaeróbica de la materia animal y vegetal a través de la acción bacteriana.
Los depósitos de petróleo están distribuidos en
todo el mundo, pero principalmente se encuentran en
Norteamérica, México, Rusia, China, Venezuela y Medio
Oriente. La composición del petróleo, su aspecto, varía
dependiendo de su ubicación.
En las tablas VI.3 y VI.4 puede verse los rangos
de la composición típica del petróleo y la composición
promedio en peso de los distintos tipos de hidrocarburos
presentes.
Figura 6.19. Petróleo crudo: extracción y
muestra de crudo ligero.
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Esta composición permite clasificar los petróleos
en base a su contenido de hidrocarburos, siendo los
más cotizados aquellos más ricos en componentes más
ligeros (parafínicos). Los más pesados (nafténicos)
son muy viscosos, de coloración oscura y dejan mucho
residuo en su refinación.
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Los petróleos crudos también se suelen catalogar por su
densidad, la cual se mide como gravedad API 1 o grados API, tal
como puede verse en la tabla VI.5.
Los hidrocarburos contenidos en el petróleo se pueden
separar en base a su masa molar mediante destilación
fraccionada.
Calentando el petróleo crudo a más de 400 ºC se le
vaporiza e introduce a una torre de fraccionamiento, donde
el vapor se eleva y se condensa en diferentes recipientes
recolectores (platos) de acuerdo con las temperaturas a las
cuales los diferentes componentes condensan. De la parte
superior de la columna se extraen algunos gases, y el crudo
residual no vaporizado se recoge en la parte inferior de la
columna de destilación.
En la figura 6.20 puede verse un esquema sencillo
de la destilación del petróleo y de los principales derivados
del proceso, de los cuales probablemente el más conocido
es la gasolina, constituida por alcanos, cicloalcanos y
algunos aromáticos, no todos ellos adecuados en la misma
medida para combustible de autos, motivo por el cual debe
ser posteriormente refinada.
Para que un motor de automóvil funcione
adecuadamente (sin golpeteos) se requiere que la gasolina
tenga una composición adecuada o la presencia de
aditivos. El octanaje de las gasolinas es
precisamente un índice que mide la tendencia de
la gasolina a causar golpeteos. A un hidrocarburo
C8 ramificado (2,2,4-trimetilpentano) se le ha
asignado arbitrariamente el índice de octano de
100 y a uno de cadena lineal (n-heptano) el valor
cero. Cuanto más alto sea el número de octano
(octanaje) de la gasolina, tanto mejor será el
desempeño del motor de combustión interna. Los
hidrocarburos aromáticos como el benceno y el
tolueno tienen los índices de octano más
elevados (106 y 120 respectivamente).
Tabla VI.3. Composición elemental del petróleo crudo.
Elemento
Rango (%)
C
83 ÷ 87
H
10 ÷ 14
N
0,1 ÷ 2
O
0,1 ÷ 1,5
S
0,5 ÷ 6
Metales
< 1000 ppm
Tabla VI.4. Composición del petróleo
crudo según el tipo de hidrocarburos
presentes.
Promedio
Hidrocarburos
Rango
(%)
Parafinas
30
15 ÷ 60
Naftenos
49
30 ÷ 60
Aromáticos
15
3 ÷ 30
Asfálticos
6
el resto
Tabla VI.5. Clasificación de los crudos de petróleo en base a su densidad.
Petróleo
crudo
Extrapesado
Pesado
Mediano
Ligero
Superligero
Densidad
(g/mL)
>1
1,0 ÷ 0,92
0,92 ÷
0,87
0,87 ÷
0,83
< 0,83
Gravedad
API
< 10
10 ÷ 22,3
22,3 ÷
31,1
31,1 ÷ 39
> 39
El octanaje se puede mejorar con la
presencia de agentes antidetonantes, entre los
que se encuentran el tetrametilo de plomo y el
tetraetilo de plomo. La adición de 2 a 4 g de
cualquiera de estos compuestos por galón de
Fuente: www.icarito.cl/.../219533196petroleo_info02.jpg
gasolina incrementa el octanaje en 10 o más
Figura 6.20. Derivados de la destilación fraccionada
unidades. No obstante, la presencia de plomo no
del petróleo.
es deseable: no sólo contamina el ambiente sino
los catalizadores de los tubos de escape. Por tal
motivo, la tendencia es a usar gasolina sin plomo, en cuyo caso se usa como aditivo el metil-tertbutil éter (MTBE), que lamentablemente también tiene efectos nocivos en el medioambiente. Hasta
el momento no se conoce un sustituto confiable de este último aditivo.
1
API = American Petroleum Institute. La equivalencia con la gravedad específica es: Gravedad API = (141,5/GE a 60 °F) - 131,5.
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En la tabla VI.6 pueden verse los principales derivados de la destilación fraccionada del
petróleo, así como algunos de sus usos.
Tabla VI.6. Principales fracciones de la destilación del petróleo
Átomos
Tb rango
Fracción
Usos
de C
(ºC)
Gas natural
Combustible y gas de cocina
C1 ÷ C4
-161 ÷ 20
Éter de petróleo
Disolvente para compuestos orgánicos
C5 ÷ C6
30 ÷ 60
Ligroina
C7
Disolvente para compuestos orgánicos
20 ÷ 135
Gasolina
Combustible de automóviles
C6 ÷ C12
30 ÷ 180
Queroseno
C11 ÷ C16
170 ÷ 290 Combustible para motores de jet y cohete,
calefacción doméstica
Aceite combustible
C14 ÷ C18
260 ÷ 350 Calefacción doméstica y combustible para la
producción de electricidad
Aceite lubricante
C15 ÷ C24
300 ÷ 370 Lubricantes para automóviles y máquinas
6.9. La industria petroquímica
Se entiende como la industria que utiliza el petróleo o gas natural como materias primas
para la obtención de productos químicos o petroquímicos. Incluye la extracción u obtención de
productos químicos a partir de combustibles fósiles purificados o refinados, así como fertilizantes,
pesticidas, herbicidas, polímeros (plásticos) y fibras sintéticas (para la industria textil). Se excluyen
del término petroquímicos a los combustibles, aceites lubricantes, ceras y asfaltos.
La mayor parte de los productos petroquímicos se fabrican a partir de un número
relativamente pequeño de hidrocarburos, entre ellos el metano, el etano, propano, butano y los
aromáticos que derivan del benceno, etc.
Se requiere solamente un 5 % de la producción anual de petróleo y gas natural para producir
todos los petroquímicos necesarios.
Los petroquímicos primarios incluyen: olefinas de cadena corta (etileno, propileno y
butadieno), aromáticos (benceno, tolueno y xilenos), y metanol (ver figura 6.21).
Los petroquímicos intermedios o derivados se producen generalmente mediante
conversión química de los petroquímicos primarios para formar productos derivados más complejos
(figura 6.22).
Estos petroquímicos derivados pueden obtenerse por una gran variedad de vías:
directamente a partir de petroquímicos primarios, a través de productos intermedios (constituidos
también solamente de C e H) y a través de intermedios que incorporan cloro, nitrógeno u oxígeno
en los productos derivados terminados. En algunos casos ellos mismos son productos
terminados, y en otros se necesitan pasos adicionales para llegar a la composición adecuada.
De todos los procesos usados, uno de los más importantes es la polimerización, que se
usa en la producción de plásticos, fibras sintéticas y cauchos sintéticos, todos ellos considerados
entre los principales petroquímicos derivados acabados.
Algunos productos petroquímicos intermedios típicos son (ver figura 6.23):
• Acetato de vinilo o vinilacetato para pinturas, papel y recubrimientos textiles;
• Cloruro de vinilo o vinilcloruro para cloruro de polivinilo (PVC);
• Resinas;
• Etilenglicol para fibras textiles de poliéster;
• Estireno, muy importante en la manufactura del caucho y plásticos.
No cabe duda que los polímeros juegan hoy en día un papel vital, pero también ocasiona un
problema ambiental grande, pues no son materiales biodegradables.
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Figura 6.21. Petroquímicos primarios y
sus materias primas (arriba).
Figura 6.22. Petroquímicos intermedios y
derivados (derecha).
Figura 6.23. Petroquímicos intermedios y derivados. Principales usos.
6.10. Nomenclatura de la química orgánica
6.10.1. Alcanos lineales
Existen dos términos clave para comprender y aprender la nomenclatura de los
alcanos (como lo son las valencias en los compuestos inorgánicos): (a) el prefijo numérico,
llamado también unidad básica o raíz, que indica el número de átomos de carbono de la cadena;
y (b) la terminación o sufijo que determina el grado de saturación de la cadena hidrocarbonada.
En el caso de los alcanos, el sufijo es siempre ano; mientras que los prefijos varían.
Los primeros 4 alcanos lineales tienen los prefijos met-, et-, prop-, y but-; así tenemos: metano,
etano, propano y butano. A partir del C5 se usan prefijos numéricos griegos: pentano, hexano,
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heptano, etc. En la tabla VII.1 ya se ha hecho un recuento de los nombres de los primeros 20
hidrocarburos.
6.10.2. Radicales alquilo
Los radicales monovalentes o radicales alquilo resultan de quitar un hidrógeno a un
carbono terminal de un hidrocarburo lineal. Se nombran cambiando la terminación ano del alcano
por la terminación il o ilo del radical alquilo. Así, el metano (CH4), se convierte en metil o metilo
(CH3-, el etano (CH3 – CH3) en etil o etilo (CH3 – CH2-), el propano (CH3 – CH2 – CH3) en propil
o propilo (CH3 – CH2 – CH2-), etc. El átomo de carbono con
la valencia libre recibe el número 1.
Estos radicales se conocen también como
radicales normales, de cadena lineal o alquílicos. En español
generalmente se utiliza el término alquilo al referirse al
nombre del radical o bien cuando aparece al final de un
nombre químico. Por otro lado, el término alquil se emplea
cuando se mencionan a los radicales como sustituyentes
(figura 6.24).
Figura 6.24. Nomenclatura de
radicales alquilo.
6.10.3. Alcanos ramificados
a) Posición y nombre de las cadenas laterales
El nombre de los hidrocarburos saturados acíclicos ramificados (alcanos
ramificados) se obtiene anteponiendo, a manera de prefijo, la posición y el nombre de las
cadenas laterales o radicales, al nombre de la cadena
más larga presente en la fórmula.
En un alcano ramificado la cadena más
larga se considera como la cadena principal y siempre
corresponde a un alcano lineal (ver figura 6.25).
b)
Figura 6.25. Nomenclatura de hidrocarburos
ramificados.
Nombres
triviales
de
alcanos
ramificados
Aunque esta regla de nomenclatura permite
obtener el nombre de cualquier alcano ramificado, el sistema
IUPAC aún conserva los nombres triviales de los siguientes
hidrocarburos no sustituidos (figura 6.26).
Figura 6.26. Nombres triviales de
alcanos ramificados.
c)
Numeración de la cadena principal
La
cadena principal se numera de un extremo a otro. La
dirección de la numeración se elige de tal forma que a las
cadenas laterales les correspondan los números
localizadores más bajos posibles (figura 6.27).
d) Más de dos sustituyentes en la cadena
1
4
6
2
3
3
2
5
1
4
Figura 6.27. Numeración de cadena
principal.
En el caso que existan series de
localizadores con el mismo número de términos (mismo número de sustituyentes), éstos, se
comparan uno a uno; la serie con los localizadores más bajos posibles, es aquella que tenga
el número menor en la primera diferencia. Este principio se aplica independientemente de la
naturaleza de los sustituyentes (figura 6.28).
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Al escribir el nombre de un
compuesto orgánico, los números se separan entre
sí por medio de comas (2,5,6,8,11) y de letras por
medio de un guión (2,5,6,8,11-Pentametil). Las letras
del nombre van una junto a otra, no se separan.
Figura 6.28. Más de dos sustituyentes.
e)
Radicales ramificados
El nombre de los radicales ramificados monovalentes
que derivan de los alcanos, se obtiene anteponiendo al nombre del
radical lineal que tenga la cadena más larga, el localizador y nombre
de las cadenas laterales, considerando que el carbono de la valencia
libre lleva el número 1 (figura 6.29).
Figura 6.29.
Radicales ramificados.
f) Nombres triviales de radicales
ramificados
En
los
radicales
de
la
figura 6.30, se conserva el nombre trivial (sólo
para radicales no sustituidos).
g) Cadenas
alfabético
laterales:
orden
Figura 6.30. Nombres triviales de alcanos
ramificados.
Los nombres de los radicales
sencillos se ordenan alfabéticamente,
anteponiendo a cada nombre, el localizador
correspondiente. En este caso, los prefijos
multiplicativos di, tri, tetra, etc., no se
toman en cuenta al ordenar los radicales
ya que no se consideran como parte del
Figura 6.31. Nomenclatura cadenas colaterales.
nombre del radical (figura 6.31).
Los
nombres
de
los
radicales complejos se ordenan considerando
la primera letra de su nombre completo, es
decir, en este caso los prefijos multiplicativos
di, tri, tetra, etc., sí se consideran como parte
del nombre del radical (figura 6.32).
Figura 6.32. Nomenclatura de radicales
Para
ordenar
complejos.
alfabéticamente los nombres de los radicales
complejos que estén formados por palabras
idénticas, se dará prioridad al radical que presente el localizador más bajo en el primer punto de
diferencia (figuras 6.33 y 6.34).
Figura 6.33. Nomenclatura de radicales
complejos con palabras idénticas.
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Figura 6.34. Nomenclatura de radicales
complejos. Alfabetización.
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h) Sustituyentes en posiciones equivalentes
Cuando dos o más sustituyentes se
encuentran en posiciones equivalentes, se les asignará
el localizador más bajo al sustituyente que se cite
primero, ya sea que para citarlo se emplee el orden de
complejidad o el orden alfabético (figura 6.35).
Figura 6.35. Nomenclatura. Sustituciones en
posiciones equivalentes.
i) Prefijos multiplicativos: di, tri,…
La presencia de varios radicales
no sustituidos idénticos, se indica utilizando el
prefijo multiplicativo apropiado: di, tri, tetra, penta, …
etc. (figura 6.36).
Figura 6.36. Nomenclatura. Prefijos
multiplicativos.
j) Cadenas de igual longitud
Cuando un alcano sustituido tenga
cadenas de igual longitud, que compitan en la selección
de la cadena principal, entonces se seleccionará la cadena
basándose en el siguiente orden de criterios:
(i) Es prioritaria la cadena que tenga el
mayor número de sustituyentes (figura 6.37).
Figura 6.37. Nomenclatura. Prioridades.
(ii) Es prioritaria la cadena cuyos sustituyentes reciban los localizadores más
bajos (Figura 6.38).
(iii) Es prioritaria la cadena que tenga los
sustituyentes menos ramificados (figura 6.39).
Figura 6.38. Nomenclatura,
prioridades.
Figura 6.39. Nomenclatura. Prioridades. 4-isopropil-5-(1propilbutil)decano
RESUMEN:
1. Encontrar la cadena continua de C más larga.
2. Enumerar los C de la cadena principal, iniciando por el más cercano a la primera
ramificación.
3. Identificar y numerar a los sustituyentes.
4. Colocar los sustituyentes en orden alfabético.
5. Usar prefijos di, tri, etc. para múltiples sustituyentes idénticos.
6. Escriba el nombre con una sola palabra.
6.11. Grupos funcionales
El estudio de la química orgánica se organiza alrededor de los grupos funcionales. Estos
son s fragmentos moleculares que incluyen átomos de no metales distintos al C y al H, o que
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poseen enlaces dobles o triples, son los sitios específicos de los compuestos orgánicos que
atacan más frecuentemente otras sustancias químicas, marcando así la reactividad y, en
consecuencia, las propiedades químicas de los compuestos orgánicos.
Los grupos funcionales sustituyen a un átomo de hidrógeno en una cadena carbonada.
Generalmente se representan con R si se trata de radicales alquílicos (derivados de los alcanos), y
con Ar si se trata de aromáticos.
Cada grupo funcional define una familia orgánica. Aunque se conocen más de seis millones
de compuestos orgánicos, sólo hay un puñado de grupos funcionales, y cada uno define una familia
de esos compuestos.
Los principales grupos funcionales podrían clasificarse según el o los elementos que
contienen: (a) funciones hidrogenadas; (b) funciones oxigenadas; (c) funciones nitrogenadas;
(d) funciones halogenadas; (e) funciones que contienen azufre; (f) organofosfatos.
En las tablas VI.7 y VI. 8. pueden verse los grupos funcionales más comunes. En ellas
los símbolos R y R’ representan un hidrógeno, una cadena carbonada o a cualquier conjunto de
átomos.
6.11.1. Funciones hidrogenadas
Son los ya vistos hidrocarburos. Son grupos funcionales compuestos sólo de carbono
e hidrógeno. En la tabla VI.7 se muestran los principales, aunque hay varios más, tanto aromáticos
como alifáticos, con nombres específicos como tert-butil, bornil, ciclohexil, etc.
6.11.2. Funciones oxigenadas
Son aquellas que tienen uniones C-O (tabla VI.8). Aquí se encuentran sustancias
bien conocidas como alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres.
Describiremos brevemente algunas propiedades y nombres de algunos de ellas.
a) Alcoholes
Son los hidrocarburos saturados (alcanos) que contienen el grupo funcional OHllamado hidroxilo o alcohol, sustituyendo un átomo de H mediante un enlace covalente. Pueden
ser primarios, secundarios o terciarios según sea el carbono sustituido con el
radical OH-.
En el lenguaje vulgar se denomina alcohol a las bebidas
alcohólicas que contienen etanol. Los árabes ya lo obtenían mediante la destilación
del vino.
Otro ejemplo es la conocida glicerina, que no es más que el
propanotriol, o también llamado glicerol (figura 6.40).
Figura
6.40.
Propanotriol
o glicerina.
Los alcoholes se nombran comúnmente anteponiendo la palabra alcohol al
nombre raíz del alcano y usando el sufijo -ol en lugar de –ano. Así tenemos el metanol o alcohol
metílico, el etanol o alcohol etílico, etc.
De acuerdo con las normas de la IUPAC se sustituye la terminación –ano del
alcano por –ol, identificando la posición del carbono en el cual se encuentra el grupo –OH.
Si el grupo alcohol está como sustituyente se utiliza el prefijo hidroxi-. Los
sufijos –diol, -triol, etc. se usan para indicar la cantidad de grupos OH- presentes en el alcohol.
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Tabla VI.7. Funciones hidrogenadas
Grupo
funcional
Tipo de
compuesto
Fórmula
Alquilo
Alcano o
saturado
Estructura
Prefijo
Sufijo
R-CH2-CH2R'
-il-
-ano
Alquenilo
Alqueno o
R-CH=CH-R'
etilénico
-enil-
-eno
Alquinilo
Alquino o
acetilénico
R-C≡C-R'
-inil-
-ino
Fenilo
Aromático
Ar-R
fenil-
benceno
Bencilo
Tolueno
Ar-CH2-R
Ejemplo
bencil- -tolueno
Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_funcional
Tabla VI.8. Funciones oxigenadas
Grupo
Tipo de
Fórmula
funcional compuesto
Estructura
Prefijo
Sufijo
Hidroxilo
Alcohol
R-OH
hidroxi-
-ol
Alcoxi (o
ariloxi)
Éter
R-O-R'
-oxi-
R-il R'-il éter
Aldehído
R-C(=O)H
carbaldehido-
-al
Cetona
R-C(=O)-R'
oxa-
-ona
Carboxilo
Ácido
carboxílico
R-COOH
carboxi-
Ácido -ico
Acilo
Éster
R-COO-R'
-iloxicarbonil-
R-ato de R'-ilo
Ejemplo
Carbonilo
Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_funcional
Dentro de las principales propiedades de los alcoholes, podemos mencionar que
son líquidos incoloros de olor característico, solubles en agua y menos densos que ella (algunos
pueden ser sólidos y más densos que el agua), sus puntos de fusión y ebullición están muy
separados (ejemplo: 1,2-etanodiol tiene Tf = -16 ºC y Tb = 197 ºC). Los alcoholes constituyen
moléculas polares ya que son capaces de formar enlaces por puente de hidrógeno.
Los alcoholes se obtienen de la fermentación de fruta o granos, método por el
cual se producen combustibles y bebidas. Puede también obtenerse de forma sintética a partir del
petróleo y gas natural.
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b) Éteres
Tienen la forma R-O-R’. Presentan poca reactividad y se utilizan como
anestésicos, disolvente de sustancias orgánicas y en fuertes pegamentos.
Se nombran de manera sencilla; por ejemplo: CH3-CH2-CH2-O-CH2-CH2-CH3 
dipropiléter, o éter dipropílico; CH3-O-C6H6  metoxibenceno
c) Aldehídos
Tienen el grupo –CHO. Se nombran igual que los alcoholes cambiando la
terminación -ol por -al. Así: HCHO  metanal; CH3CHO  etanal; etc.
Se usan en la fabricación de plásticos (como baquelita y melamina), solventes,
pinturas, perfumes, esencias, etc.
d) Cetonas
Contienen el grupo carbonilo: R-(C=O)-R’. La más sencilla es CH3-C=O-CH3 
propanona. Las hay alifáticas y aromáticas. Son solubles en agua.
e) Ácidos carboxílicos
Poseen el grupo carboxil: -COOH. Se produce cuando sobre el mismo carbono
hay un grupo hodroxi (-OH) y un grupo carbonilo (-C=O). pueden ser de cadena corta, media o
larga.
Se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre vulgar o al nombre
sistemático y añadiendo el sufijo –oico. Así, el CH3-COOH es el ácido acético o ácido etanoico.
Algunos ejemplos de ácidos carboxílicos:
HCOOH ácido fórmico (se encuentra en insectos, fórmico se refiere a las hormigas).
CH3COOH ácido acético o etanoico (se encuentra en el vinagre).
HOOC-COOH ácido etanodioico, también llamado ácido oxálico.
CH3CH2COOH ácido propanoico.
C6H5COOH ácido benzoico (el benzoato de sodio, su sal sódica se usa como conservante).
Ácido láctico.
Todos los aminoácidos contienen un grupo carboxilo y un grupo amino. Cuando reacciona
el grupo carboxilo de un aminoácido con el grupo amino de otro se forma un enlace amida
llamado enlace peptídico. Las proteínas son polímeros de aminoácidos y tienen en un
extremo un grupo carboxilo terminal.
• Todos los ácidos grasos son ácidos carboxílicos. Por ejemplo, el ácido palmítico, esteárico,
oleico, linoleico, etcétera. Estos ácidos con la glicerina forman ésteres llamados
triglicéridos.
•
•
•
•
•
•
•
Ácido palmítico o ácido hexadecanoico, se representa con la fórmula CH3(CH2)14COOH
• Las sales de ácidos carboxílicos de cadena larga se emplean como tensoactivos. Por
ejemplo, el estearato de sodio (octadecanoato de sodio), de fórmula CH3(CH2)16COO-Na+
6.12. Clases fundamentales de reacciones orgánicas
Los compuestos orgánicos tienen diferente habilidad para reaccionar, desde la reactividad
limitada de los hidrocarburos y fluorocarbonos, hasta la gran reactividad que hay detrás de los
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Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
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millones de compuestos que se forman a partir de moléculas orgánicas con los distintos grupos
funcionales que hemos visto.
Generalmente puede predecirse el tipo de reacciones que ocurrirán mirando los grupos
funcionales en una molécula orgánica. Otra gran virtud de la química orgánica es que pueden
afinarse las propiedades físicas y químicas del producto modificando su estructura, lo que nos
permite disponer de combustibles y aditivos variados, una inmensa cantidad y calidad de plásticos,
productos farmacéuticos, etc.
A continuación, veremos unos pocos tipos de reacciones, que tratan de englobar la mayor
parte de reacciones químicas orgánicas conocidas.
6.12.1. Reacciones de sustitución
En una reacción de sustitución, un átomo o un grupo de átomos unidos a un átomo
de carbono se remueven, y otro átomo o grupo de átomos toma su lugar. No ocurren cambios en el
grado de saturación del átomo de carbono reactivo.
Los hidrocarburos saturados (alcanos y cicloalcanos) son químicamente inertes
(parafinas). Reaccionan sin embargo con los halógenos (RH + X2 → RX + HX), con oxígeno y con
ácido nítrico concentrado. A temperatura ambiente la
reacción con los halógenos es lenta, pero en presencia de
luz ultravioleta la reacción se acelera. En muchas
reacciones orgánicas se produce más de un producto.
En la figura 6.41 puede verse algunos
ejemplos. Dentro de este tipo de reacciones se tienen
además de las halogenaciones (sustituciones con
halógenos), las nitraciones (sustituciones con grupo nitro
–NO2).
Figura 6.41. Algunas reacciones de adición.
En la figura 6.42 se muestran ejemplos de reacciones de sustitución, entre ellas la
cloración y nitración del benceno, así como la obtención del trinitrotolueno y la nitroglicerina,
potentes explosivos (la dinamita, diatomita o sílice impregnada con nitroglicerina o trinitrato de
glicerilo, por cuestiones de seguridad fue posteriormente reemplazada por el TNT).
Figura 6.42. Algunos ejemplos de reacciones de sustitución.
6.12.2. Reacciones de adición
Las reacciones de adición involucran un incremento en el número de átomos de los
grupos unidos al carbono. Las moléculas se vuelven más saturadas.
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Es la principal reacción en alcanos y alquinos,
los cuales reaccionan con los halógenos más rápidamente
que los alcanos. De hecho, una reacción que permite
diferenciar un alcano de un alqueno es la bromación: cuando
Figura 6.43. Bromación del eteno.
se añade un alqueno a una solución de bromo (líquido rojo
oscuro) en un solvente polar, este reacciona rápidamente con
el bromo para formar un compuesto incoloro que decolora la solución inicial (figura 6.43).
La hidrogenación
es una reacción de adición muy
importante en la manufactura de
gasolinas de aviación de alto
octanaje. Los aceites vegetales
insaturados igualmente pueden
convertirse en grasas sólidas de
cocina (figura 6.44) mediante este
procedimiento.
Figura 6.44. Hidrogenación de oleína.
La reacción de hidratación (adición de agua)
es también importante, pues con ella se obtienen alcoholes
como subproductos del petróleo (figura 6.45).
Figura 6.45. Hidrogenación del eteno.
Etanol sintético
Los alquinos son más reactivos que los
alquenos. Son típicas las reacciones con hidrógeno y con bromo.
Otros enlaces insaturados también
sufren reacciones de adición. Probablemente la más
importante es la del grupo carbonilo. Por ejemplo, el
HCN se adiciona al enlace C=O de la acetona. Esta
reacción (figura 6.46) es una sencillo paso clave en
la producción del plástico transparente conocido
como plexiglás o lucite.
Figura 6.46. Adición en el grupo carbonilo de la
acetona.
6.12.3. Reacciones de eliminación
Una reacción de eliminación supone
una disminución en el número de átomos del grupo
unido a un carbono. El grado de insaturación se
incrementa. Así, la deshalogenación consiste en
Figura 6.47. Deshalogenación.
retirar el o los halógenos de un átomo de carbono
para formar un enlace doble (figura 6.47). La reacción neta es la de transformación de un
haloalcano en un alqueno. Para ello se requiere generalmente la presencia de una base fuerte como
el OH.
Otra reacción de deshidratación es la deshidratación de alcoholes, en la cual un
alcohol se convierte en un alqueno y agua, por eliminación de H- y –OH de átomos de carbono
adyacentes. Las reacciones de deshidratación son catalizadas por ácidos. Rara vez se encuentra
reacciones de deshidratación como procesos simples; más bien se encuentran formando parte de
procesos más complejos.
6.12.4. Reacciones de polimerización
Un polímero es una molécula larga de elevado peso molecular constituida por
moléculas pequeñas llamadas monómeros. Un polímero típico consta de cientos o miles de
monómeros y puede alcanzar pesos fórmula de miles o millones de g/mol.
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Los polímeros pueden ser naturales o sintéticos. Moléculas orgánicas importantes
como proteínas, ácidos nucléicos y polisacáridos (almidón y celulosa de madera y algodón) son
polímeros. El caucho natural y las fibras naturales (seda y lana) son también polímeros naturales.
También nos son familiares algunos polímeros sintéticos como plásticos (como polietileno, teflón y
lucite o plexiglás), y fibras sintéticas (nylon, perlón, orlón y dacrón). Veremos algunos procesos por
los cuales se forman algunos de estos compuestos orgánicos.
a) Polimerización por adición
La polimerización es una importante
reacción de adición de los alquenos. La formación de
polietileno es un ejemplo interesante (figura 6.48); en
presencia del catalizador idóneo el etileno polimeriza en
cadenas de 800 o más monómeros.
Figura 6.48. Polimerización por adición.
Obtención de polietileno.
El polietileno es un plástico resistente y flexible, ampliamente usado como aislante
eléctrico y en la fabricación de recipientes plásticos irrompibles y botellas plásticas dosificadoras.
El polipropileno se produce por polimerización del propileno.
El teflón se obtiene por polimerización
del tetrafluoretileno, en una reacción similar. El peso
fórmula del teflón alcanza los 2x106 g/mol. Es un
polímero muy útil, no reacciona con ácidos
concentrados, bases ni agentes oxidantes. No se
disuelve en muchos compuestos orgánicos y resiste
temperaturas relativamente elevadas. Es además
antiadherente por lo que se usa en recubrimientos de
utensilios de cocina (figura 6.49)
Figura 6.49. Teflón (antiadherente).
El caucho natural se obtiene del árbol de caucho. Sintéticamente se obtiene a
partir del isopreno. Su peso fórmula es de 136 000 g/mol.
El neopreno un elastómero (polímero
elástico) sintético con propiedades similares al caucho
natural. Es menos afectados por la gasolina y es más
elástico que el caucho natural.
Cuando dos polímeros se mezclan, dan
lugar a los llamados copolímeros. Dependiendo de la
relación de los monómeros que los constituyen, los
copolímeros pueden tener muy variadas propiedades.
Probablemente el más importante de estos productos por
la cantidad que anualmente se produce es el caucho
butadieno estireno (SBR por sus siglas en inglés).
En la figura 6.50 se ven varios productos
industriales de caucho sintético.
Figura 6.50. Productos varios de caucho
sintético.
b) Polimerización por condensación
Algunas reacciones de polimerización están basadas en reacciones de
condensación, en las cuales dos moléculas se combinan por descomposición o eliminación de una
molécula pequeña. Para que se formen tales polímeros es necesario que cada monómero tenga
dos grupos funcionales, uno a cada extremo de la cadena. Un polímero así formado se llama
polímero de condensación. Hay muchos polímeros útiles que se obtienen de esta manera.
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Los poliésteres (ésteres poliméricos) son polímeros de condensación que se
forman cuando dioles reaccionan con ácidos dicarboxílicos. Se forma un éster en el extremo de
cada molécula monomérica.
Un poliéster muy útil se prepara a partir de ácido tereftálico y etilenglicol. El dacrón,
la fibra producida a partir de este poliéster alcanza aproximadamente el 50% de todas las fibras
sintéticas. Absorbe muy poca humedad y sus propiedades son prácticamente las mismas en seco
y en húmedo. Adicionalmente posee propiedades excepcionales de recuperación elástica por lo que
se le usa en prendas de “planchado permanente” (o lavar y usar).
Este polímero puede también hacerse en películas de gran resistencia (p. ej.
Mylar) de un espesor 30 veces más pequeño que el diámetro de un cabello humano. Tales películas
pueden ser magnéticamente recubiertas para hacer cintas de audio y video.
En la figura 6.51 puede verse la reacción de polimerización por condensación
mediante la cual se obtiene el PET.
O
HO-C-
O
O
-C-OH H-OCH2CH2O-H HO-C-
ácido tereftálico
etilenglicol
O
-C-OH H-OCH2CH2O-H
ácido tereftálico
etilenglicol
- H2O
O
HOCH2CH2O C-
O
-C OCH2CH2O
H
polietilentereftalato (PET)
(Dacron, Mylar)
Figura 6.51. Polimerización por condensación. Obtención del polietilentereftalato (PET).
En la figura 6.52 puede verse una aplicación
de las fibras sintéticas dacrón y mylar, en el refuerzo de una
tienda de campaña. También se usan para fabricar aislantes
eléctricos usados en el rebobinado de motores.
Las amidas poliméricas o poliamidas son
una clase especialmente importantes de polímeros por
condensación. El nilón es la poliamida más conocida. Se
prepara calentando hexametilendiamina con ácido adípico (un
ácido carboxílico) anhidros (figura 6.53). Esta sustancia se
llama a menudo nilón 66 ya que el par diamina y ácido
dicarboxílico contienen 6 átomos de carbono cada uno.
Figura 6.52. Fibras sintéticas de mylar
y dacrón como refuerzos en tienda de
campaña.
Figura 6.53. Obtención del nilón 66 (polimerización por condensación).
Dado que los reactivos (hexametilendiamina y ácido adípico) son petroquímicos,
la fuente última del nilón 66 es el petróleo.
Algunos tipos de polímeros de condensación naturales juegan un papel crucial
en los seres vivos.
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Las proteínas son cadenas poliméricas
de aminoácidos unidos por enlaces péptidos. Estos últimos
se forman por eliminación de una molécula de agua entre
el grupo amino de un aminoácido y el grupo carboxilo de
otro. Cuando este proceso ocurre repetidamente se forma
una molécula muy grande llamada polipéptido (figura
6.54).
6.12.5. Otras reacciones de interés industrial
Dentro de este rubro existen muchas
reacciones que no necesariamente se sitúan dentro de
alguna de las clasificaciones anteriores pero que vale la
pena mencionar por su importancia industrial.
Figura 6.54. Polimerización por
condensación. Obtención del
polietilentereftalato (PET)
Dentro de ellas mencionaremos en primer
lugar las reacciones de oxidación de alcoholes, que básicamente consisten en la pérdida de uno
o más hidrógenos del carbono que tiene el grupo –OH. El tipo de producto que se genera depende
del número de hidrógenos de este tipo contenidos en el alcohol; es decir, depende de si el alcohol
es primario, secundario o terciario.
Así, un alcohol primario (que
tiene dos hidrógenos de este tipo) puede
convertirse en un aldehído si pierde uno
solo, o en ácido carboxílico si pierde ambos.
En condiciones apropiadas, el propio
aldehído puede oxidarse a ácido
carboxílico. Un alcohol secundario puede
perder su único hidrógeno para convertirse
en una cetona, y un alcohol terciario, al no
tener hidrógenos en el carbono que
contiene el radical –OH no se oxida (sin
embargo, un agente ácido podría deshidratarlo a alqueno y luego oxidar este último).
Mencionaremos
también
las
reacciones de esterificación o síntesis de ésteres
a partir de ácidos carboxílicos y alcoholes.
Generalmente cuando hablamos de ésteres nos
referimos a compuestos del tipo R-COOR’, donde R
y R’ son radicales alquilo. Sin embargo, pueden
formarse ésteres de oxácidos inorgánicos, por
ejemplo, ésteres carbónicos o fosfóricos (figura
6.55).
Figura 6.55. Ésteres carbónicos y fosfóricos
La reacción, que puede esquematizarse de la siguiente forma:
ocurre en presencia de catalizadores.
La industria química produce grandes cantidades de ésteres, centenares de millones
de kilogramos por año. Son de especial importancia el acetato de etilo, el acetato de butilo, el ftalato
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de dibutilo, el acetato de celulosa, el xantogenato de celulosa, el trinitrato de glicerilo, el acetato de
vinilo y el nitrato de celulosa.
El salicilato de metilo es un éster que se emplea principalmente como agente
aromatizante y posee la ventaja de que se absorbe a través de la piel. Una vez absorbido, el
salicilato de metilo puede hidrolizarse a ácido salicílico, el cual actúa como analgésico. Este
producto puede extraerse de varias plantas medicinales.
El ácido acetilsalicílico o aspirina, como es conocido comercialmente, es el más
popular de los medicamentos sintéticos, debido a su acción analgésica, antipirética, anti-inflamatoria
y antirreumática, y por ser utilizado en la prevención y tratamiento del infarto agudo al miocardio,
además de su bajo coste.
La benzocaína o p-aminobenzoato de etilo es un anestésico local, empleado como
calmante del dolor, obtenido también por esterificación.
6.13. Macromoléculas
La gran mayoría de las moléculas que componen las células son compuestos basados en
carbono, las cuales poseen un peso molecular elevado (varía en un rango que va de 100 a 1000).
Las moléculas inorgánicas pequeñas son mucho menos abundantes que las orgánicas.
Los compuestos orgánicos tienen diversas funciones en las células; actúan como fuente de
energía, o forman parte de moléculas mayores denominadas macromoléculas, o son responsables
de llevar señales químicas de una célula a la otra o son intermediarios en las vías metabólicas.
Algunas de ellas pueden cumplir más de una función al mismo tiempo, por ejemplo, los azúcares
son una fuente energía para las células y al mismo tiempo son los monómeros constituyentes de
las macromoléculas.
Todas las moléculas son sintetizadas y degradadas en los mismos tipos de compuestos.
Más aún, tanto la síntesis como la degradación ocurren en secuencias de cambios químicos
siguiendo reglas definidas. Por ello, todos los compuestos se encuentran químicamente
relacionados y pueden clasificarse en 4 familias mayoritarias de moléculas orgánicas pequeñas:
azúcares, ácidos grasos, aminoácidos y nucleótidos. Cada uno de ellos se asocia formando 4 tipos
de macromoléculas: polisacáridos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos, respectivamente, dando
cuenta de una fracción muy grande de la masa celular.
Los polisacáridos son azúcares de forma general (CH2O)n, llamados también
carbohidratos. Entre ellos podemos mencionar la glucosa, manosa, galactosa, sacarosa, etc.
Básicamente proveen energía a las células. Carbohidratos como el almidón de las plantas
contribuyen actualmente de forma importante a la alimentación humana.
Se denominan lípidos a un conjunto de compuestos orgánicos formados principalmente por
carbono, hidrógeno y oxígeno, en los que se incluyen en ocasiones otros elementos, como
nitrógeno, fósforo o azufre. Bajo este nombre se agrupan sustancias químicamente muy diferentes,
que van a tener en común su insolubilidad en agua y su solubilidad en solventes orgánicos no
polares (cloroformo, benceno, xilol, éter…). Los lípidos pueden encontrarse unidos mediante
enlaces covalentes a otras sustancias de naturaleza no lipídica, formando glucolípidos y
lipoproteínas, los cuales tendrán propiedades comunes a ambos principios inmediatos. Puede ser
saponificables si son capaces de producir jabones por hidrólisis alcalina (ácidos grasos y ceras, por
ejemplo) o insaponificables (terpenos y esteroides entre ellos).
Las proteínas son polímeros de aminoácidos enlazados mediante el enlace peptídico. Son
las macromoléculas más abundantes en los seres vivos después del agua (representa el 10 %-20 %
de la masa celular). Las proteínas tienen básicamente funciones estructurales y catalíticas. Pueden
ser simples: si producen solo aminoácidos al ser hidrolizados; albúminas y globulinas: solubles
en agua y soluciones salinas diluidas (ej.: lactoalbumina de la leche); glutelinas y prolaninas:
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solubles en ácidos y álcalis, se encuentran en cereales fundamentalmente el trigo (el gluten se
forma a partir de una mezcla de gluteninas y gliadinas con agua); albuminoides: insolubles en
agua, son fibrosas, incluyen la queratina del cabello, el colágeno del tejido conectivo y la fibrina del
coagulo sanguíneo; conjugadas: Son las que contienen partes no proteicas (ej.: nucleoproteínas);
y derivadas: son producto de la hidrólisis.
Los ácidos nucléicos son macromoléculas complejas de suma importancia biológica, ya
que todos los organismos vivos contienen ácidos nucléicos en forma de ácido desoxirribonucleico
(ADN) y ribonucleco (ARN). Sin embargo, algunos virus sólo contienen ARN, mientras que otros
sólo poseen ADN. Se les denomina así porque fueron aislados por primera vez del núcleo de las
células. No obstante, ciertos ácidos nucléicos no se encuentran en el núcleo de la célula, sino en el
citoplasma celular. Los ácidos nucléicos son sustancias esenciales para los seres vivos, y se cree
que aparecieron hace unos 3000 millones de años, cuando surgieron en la tierra las formas de vida
más elementales. Los investigadores han aceptado que el origen del código genético que portan
estas moléculas es cercano al origen de vida en la tierra. El ADN codifica información necesaria
para sintetizar ARN y proteínas. Estas últimas moléculas son las responsables de todos los cambios
químicos y metabólicos que permiten la vida. Es por ello que se llama al ADN la molécula de la
herencia porque al transmitirse de un individuo a otro porta la información necesaria para posibilitar
la vida.
EJERCICIOS PROPUESTOS
GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos:
Ácido carboxílico
Ácidos grasos
Ácidos nucléicos
ADN
Agente antidetonante
Alcano
Alcano ramificado
Alcohol
Alcohol primario
Alcohol secundario
Alcohol terciario
Aldehído
Alqueno
Alquino
Aminoácidos
ARN
Aromáticos
Asfáltico
Autosaturación
Butadieno
Cadena lateral
Cadena principal
Carbono primario
Carbono secundario
Carbono terciario
Carcinogénico
Cetona
Cicloalcano
Cicloalqueno
Cicloalquino
Cloración
Compuesto orgánico
Dacrón
Deshidratación
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Estructura tridimensional
Éter
Éter de petróleo
Etilenglicol
Fermentación
Fórmula desarrollada
Fórmula empírica
Fórmula molecular
Fórmula
semidesarrollada
Fosfolípidos
Fullerenos
Funciones halogenadas
Funciones nitrogenadas
Funciones oxigenadas
Gas natural
Gasolina
GLP
Grafito
Grupo funcional
Grupos funcionales
Haloalcanos
Halogenación
Hibridación
Hidrocarburo
Hidrocarburo alifático
Hidrocarburo aromático
Hidrocarburo insaturado
Hidrocarburo saturado
Humedad
Índice de octano
Industria del petróleo
Industria petroquímica
Industria petroquímica
Isomería
Nanotubos
Neopreno
Nilón 66
Nitración
Nombres triviales
Octanaje
Olefina
Organofosfatos
Oxidación de alcoholes
Parafina
PET
Petrolatum
Petróleo
Petróleo diesel
Petroquímico
Petroquímico derivado
Petroquímico intermedio
Poliamidas
Polienos
Polietilentereftalato
Polimerización
Polimerización por adición
Polimerización por condensación
Polisacáridos
Posiciones equivalentes
Proteína
Radical alquilo
Radical complejo
Radical insaturado
Radical sencillo
Reacción de adición
Reacción de eliminación
Reacción de esterificación
Reacción de polimerización
Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
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Destilación fraccionada
Diamante
Enlaces péptidicos
Estereoisómeros
Estereoisómeros
geométricos
Estereoisómeros ópticos
Esteroisomería cis
Esteroisomería trans
Estireno
Estructura topológica
Química Básica
Química Básica
Isómeros
Isómeros estructurales
Isómeros estructurales
de cadena
Isómeros estructurales
de función
Isómeros estructurales
de posición
Isopreno
IUPAC
Lípidos
Localizador
Macromolécula
Reacción de sustitución
Saponificación
SBR
Sustituyente
Teflón
Tensoactivos
Tetravalencia
Triglicéridos
CUESTIONARIO
1.
¿Qué significado tenía antiguamente la palabra “orgánico”? ¿Qué entendemos actualmente?
2.
¿Qué diferencia hay entre la industria del petróleo y la industria petroquímica?
3.
¿Qué formas alotrópicas del carbono conoce?
4.
¿Qué son los nanotubos? ¿Cuál es su aplicación industrial?
5.
¿A qué obedece el hecho de que el carbono es capaz de formar tantos compuestos?
6.
¿Qué entiende por hibridación del átomo de carbono?
7.
¿Cuántos tipos de hibridación conoce? ¿Por qué son importantes los distintos tipos de
hibridación del carbono?
8.
Escriba y/o dibuje todos los tipos de representaciones (fórmulas) posibles para las siguientes
moléculas orgánicas: (a) C2H6; (b) C2H4; (c) C2H2; (d) C6H6.
9.
Dibuje los isómeros del pentano.
10. ¿Qué diferencia hay entre un isómero estructural y uno de función? Ponga ejemplos.
11. ¿Qué se entiende por estereoisomería? Ponga ejemplos.
12. Haga un diagrama de la clasificación de los tipos de hidrocarburos.
13. ¿Cuál es el principal componente del GLP? ¿Y de la gasolina?
14. ¿Cómo se clasifican los petróleos crudos de acuerdo a su gravedad API?
15. Haga un esquema de la columna de fraccionamiento del petróleo.
16. ¿Qué es el índice de octano? ¿Cómo puede mejorarse?
17. Mencione algunos petroquímicos intermedios importantes.
18. ¿Cuáles son las funciones oxigenadas más importantes?
19. Principales reacciones químicas orgánicas que conoce. Ejemplos.
20. A simple vista algunos compuestos poliméricos (plásticos) son parecidos y hasta los
confundimos. ¿Qué diferencias importantes podría Ud. señalar entre ellos?
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Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
21. Diferencia entre teflón y dacrón. Usos.
22. ¿Qué es un elastómero? ¿En qué se usa?
23. ¿Qué es el PET? ¿En qué se usa?
24. De qué material y cómo se hacen las bolsas plásticas comunes.
25. Importancia de las reacciones de esterificación.
26. ¿Qué es una proteína (estructuralmente)?
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Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA.
Nombre del curso
Semestre
INGENIERÍA
APUNTES DE CLASE – QB0
Bibliografía y enlaces de interés
Bibliografía
1)
WHITTEN, K. W.; DAVIS, R. E.; PECK, M. L. y STANLEY, G. G. Química. 10a. edición. Ed.
Traducción: Argüelles, Víctor. Cengage Learning. México. 2015
2) CHANG, Raymond. Química. 11ª Edic. 2013. Ed. Mc Graw Hill Interamericana. México D.F.
3) BROWN, Theodore L., Chemistry. The central science. Novena edición. Pearson Education.
13ª edición. 2015. England.
4) GLASSTONE, Samuel. Tratado de Químico-física. Editorial Aguilar.
5) Barreto, María del Carmen. Manual de operaciones básicas en el laboratorio de química.
Editado por CONCYTEC.
6) Barranzuela Queneche, José L. Química General I. Apuntes de clase. 2008.
7) Keenan-Kleinfelter-Wood. Química General Universitaria. Editorial Continental, S.A., 1985.
8) Russell. Química General. Ed. Mc Graw-Hill Latinoamericana S.A., 1985.
9) MILLER / AUGUSTINE. Química Básica. 1978. Ed. HARLA. México D. F.
10) Enciclopedia Microsoft Encarta 2007.
11) DAJES CASTRO, J. Sistema Internacional de unidades de medida. INDECOPI. Fondo editorial
del Congreso del Perú. 1999. Lima, Perú.
12) KEENEY-KENNICUTT, W. L. Students Solution Manual for Whitten, Davis, Peck, y Stanley’s
Chemistry, Eighth Edition. Ed. Thomson Brooks/Cole. 2007. Belmont, USA.
Algunos enlaces de interés en internet
La química general
• https://guiastematicas.bibliotecas.uc.cl/quimica/recursos
• http://cgp.edgewood.edu/Resources/Chemistry-Links
• http://blog.educastur.es/eureka/otros-cursos/
• http://apuntesquimica.weebly.com/
Materia y energía
• http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/2esobiologia/2quincena1/2q1_index.htm
• http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/EDAD_2eso_01_materi
a_energia/2quincena1/pdf/quincena1.pdf
Tabla periódica
• http://www.ptable.com/
• http://www.webelements.com/
• http://www.chemicool.com/
Página 121 de 150
Bibliografía y enlaces de interés
Universidad de Piura
Nombre del curso
Nombre del curso
Nomenclatura
• http://www.alonsoformula.com/
• http://www.quimicaorganica.net/
Teoría atómica
• www.chemistry.mcmaster.ca/~aph/chem1a3/lectures/lec04/lec04.ppt
• https://www.educ.ar/recursos/15078/historia-de-la-teoria-atomica-de-la-materia
Software para visualizar moléculas
• http://www.umass.edu/microbio/rasmol/othersof.htm
Orbitales atómicos (visualizar)
• http://www.chem.purdue.edu/gchelp/aos/index.html
• http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/
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Bibliografía y enlaces de interés
Química Básica (QB0)
2021
INGENIERÍA
Apuntes de clase
Solución de problemas propuestos
José L. Barranzuela Q.
Solución de problemas propuestos
Química Básica
2021
INGENIERÍA
APUNTES DE CLASE – QB0
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS
PROPUESTOS
CAPÍTULO 1
MATERIA Y ENERGÍA
(En ecuaciones: subíndices rojos = nº de cifras significativas; en azul: factores de conversión)
1. ¿Cuáles de las siguientes son propiedades físicas y cuáles propiedades químicas?: (a) el sodio
metálico es lo suficientemente blando como para cortarlo con un cuchillo; (b) cuando el sodio
metálico se corta, la superficie al principio es brillante, pero al cabo de unos segundos de exposición
al aire se vuelve gris mate; (c) la densidad del sodio es 0,97 g/mL; (d) el corcho flota en agua;
(e) cuando el sodio entra en contacto con el agua, se funde, desprende un gas inflamable y
eventualmente desaparece todo.
Solución:
(a) Propiedad física: dureza.
(b) Propiedad química: reacción del oxígeno del aire con el sodio metálico.
(c) Propiedad física: densidad = m/V.
(d) Propiedad física: densidad (el corcho flota porque es menos denso).
(e) Propiedad química: reacción entre el sodio metálico y el agua: 2Na(s) + H2O(l)  Na2O(s) +
+ H2(g) que desprende hidrógeno (gas inflamable). Además, el óxido de sodio se disuelve en agua
para producir hidróxido (alcalino): Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq).
2. ¿Cuáles de las siguientes propiedades son propiedades extensivas y cuáles propiedades
intensivas? (a) densidad; (b) punto de fusión; (c) volumen; (d) masa; (e) capacidad para conducir
electricidad; (f) temperatura.
Solución:
(a) Densidad → intensiva.
(a) Punto de fusión → intensiva.
(b) Volumen → extensivo.
(c) Masa → extensiva.
(d) Capacidad para conducir electricidad → intensiva.
(e) Temperatura → intensiva.
3. ¿Cuáles de las siguientes son mezclas y cuáles soluciones? (a) azúcar disuelto en agua;
(b) café; (c) sopa de cebollas; (d) barro; (e) líquido claro sin separaciones internas consistente en
aceites de maíz y oliva; (f) sal y azufre; (g) leche; (h) aire limpio; (i) gasolina; (j) galleta de chocolate.
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SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
Solución:
(a) Solución.
(c) Mezcla.
(e) Solución.
(g) Mezcla (agua + aceite).
(i) Solución.
4.
(b) Solución.
(d) Mezcla.
(f) Mezcla.
(h) Solución.
(j) Mezcla (harina + aire).
Exprese los siguientes exponenciales como números ordinarios:
Solución:
(a) 5,2 x 10-2 = 0,052
(a) 0,5 x 10-5 = 0,000005 (= 5 x 10-6)
(b) 25,6 x 10-4 = 0,00256 (= 2,56 x 10-3)
(c) 2,54 x 103 = 2540
(d) 9,346 x 10-3 = 0,009346
5. Un cierto proceso químico necesita cada día 157 galones de agua pura. El agua disponible
contiene 11 partes por millón (ppm) en masa (es decir, por cada 1 000 000 de partes de agua
disponible, hay 11 partes de sal). ¿Qué masa de sal debe ser eliminada cada día?
Solución: Volumen de agua en L: 157 gal * 3,785
En soluciones acuosas diluidas:
⇒ 594,23 L * 112
mg
L
* 10-3
g
mg
1 ppm =
L
= 594,2 L
gal
10-6 kg
kg
=
1 mg
kg
≈
1 mg
L
; ya que ρsolución ≈ ρagua =
1g
mL
⇒
= 6,5372 g = 6,5 g de sal.
6. Una fundición libera a la atmósfera cada día 5,0 toneladas de gas. El gas contiene 2,2 % de
dióxido de azufre (SO2). ¿Qué masa de dióxido de azufre se libera en una semana?
ton gas
Solución: �5,02
día
� * �7∞
días
sem
�*�
2,22 ton SO2
100 ton gas
� = 0,77
ton SO2
semana
= 7,7x102
kg
semana
7. Suponga que el depósito de gasolina de un auto tiene 16 galones de capacidad y el precio de
la gasolina es de US$ 0,754/L. ¿Cuántos Nuevos Soles habrá que pagar para llenar el tanque? (tipo
de cambio: 1 US$ = S/. 2,693)
Solución: (162 gal) ∗ �3,785∞
L
gal
� ∗ �0,7543
US$
L
� ∗ �2,693∞
S/.
US$
� = S/. 122,97 (hasta céntimos,
mínima denominación de la moneda de Nuevo Sol; o bien S/. 1,2 x 102).
8. En un punto dado de su órbita, la tierra
está a 92,98 millones de millas del sol (de
centro a centro). El radio del sol es de 432 000
millas y el de la tierra 3960 millas. ¿Cuánto
tiempo le lleva a la luz de la superficie solar
llegar hasta la superficie de la tierra? La
velocidad de la luz es de 3,00 x 108 m/s.
t=
Solución:
* 1609,3∞
m
milla
=
e
v
=
(dST - rS - rT ) [m]
v
�9,2544 × 107 � m
�3,003 × 108 � m/s
[m⁄s]
= [s]

rS = 432 000 millas
rT = 3960 millas
dst = 92,98 x 106 millas
t=
�92,984 × 106 - 4,323÷6 × 105 - 3,963÷4 × 103 � millas
4
3,003 × 108 m⁄s
*
= 1604,33 s = 496, 437 078 63 s = 4963 s = 8 min 16,4 s.
9. ¿Cuál es la densidad relativa de un líquido si 325 mL de él tienen la misma masa que 396 mL
de agua?
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SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
g
Solución: m = (396 mL) ∗ �1 mL
� = 396 g
m
3963 g
g
ρ=
=
= 1,2184615383 = 1,22
V
mL
3253 mL
ρr =
ρ
1,223 g/mL
= 1,223 .
1,00005 g/mL
=
ρH O, 4 °C
2
10. La masa de un recipiente vacío es de 77,664 g. La masa del recipiente lleno de agua es de
99,646 g. (a) Calcule el volumen del recipiente usando una densidad de 1,0000 g/cm3 para el agua.
(b) Una pieza de metal se añade al recipiente vacío y la masa combinada fue 85,308 g. Calcule la
masa del metal. (c) El recipiente con el metal se llenó con agua y la masa de todo el sistema fue
106,442 g ¿Qué masa de agua se añadió? (d) ¿Qué volumen de agua se añadió? (e) ¿Cuál es el
volumen de la pieza de metal? (f) Calcule la densidad del metal.
Solución: Llamaremos: mv = 77,664 g; mll = 96,646 g; ρH O = 1,0000
2
(a) V =
mH O
2
(mll – mV )
=
ρH O
ρH O
2
=
2
(99,646 – 77,664) g
1,0000 g/mL
g
mL
:
= 21, 982 mL = V = 21, 982 mL.
(b) mV + mm = 85,308 g → mm = 85,308 g - mV = 85,308 g - 77,664 g = 7,644 g = mm = 7,644 g.
= 106,442 g - 85,308 g
=
(c) mV + mm + mH2 O = 106,442 g → mH2 O = 106,442 g - (mV + mm )
= mH2 O = 21,134 g.
(d) VH2 O =
mH O
2
ρH O, 4 °C
=
2
21,134 g
1,000 g/mL
= VH2 O = 21,134 mL.
(e) Vm = V - VH2 O = (21,982 mL - 21,134 mL) = Vm = 0,848 mL.
(f) ρm =
mm
Vm
7,644 g
=
0,848 mL
= ρm = 9,01 g/mL.
11. En la escala de Réamur, que ya no se usa, el agua congela a 0 °R y hierve a 80 °R. (a) Derive
una ecuación que relacione esta escala con la escala Celsius. (b) Derive una ecuación que relacione
esta escala con la escala Fahrenheit. (c) El mercurio es un metal líquido a temperatura ordinaria.
Hierve a 356,6 °C (673,9 °F). ¿Cuál es el punto de ebullición del mercurio en la escala Réamur?
Solución: Utilizando la construcción gráfica y el teorema de Thales (segmentos proporcionales):
ºR
ºC
(a)
80 ºR
100 ºC
c
T (ºR)
a
T (ºC)
b
b d T(°C) - 0 °C T(°R) - 0 °R
= ;
=
a c 100 °C - 0 °C 80 °R - 0 °R
T(°R)
T(°C)
=
→ T(°R) =
100 °C 80 °R
= T(°C) x
d
0 ºC
80
100
=
4
5
T(°C) ⇒ T(°R) =
4
5
T(°C).
0 ºR
(b) De forma análoga a (a):
ºR
ºF
212 ºF
T (ºF)
b
32 ºF
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80 ºR
c
T (ºR)
a
T(°F) - 32 °F T(°R) - 0 °R
T(°R)
=
=
212 °F - 32 °F 80 °R - 0 °R 80 °R
T(°F) - 32 °F T(°R)
=
80 °R
180 °F
→T(°R) =
d
0 ºR
80
180
[T(°F) - 32] ⇒ T(°R) =
4
9
[T(°F) - 32].
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
(c)
Química Básica
Química Básica
De (a): T(°R) =
4
5
4
(356,6 ˚C) = 285,3 °R.
De (c): T(°R) = [673,9 ˚F – 32 ˚F] = 285,3 °R.
9
12. En algunas casas calentadas por el sol, el calor del sol se almacena en rocas durante el día,
y luego se libera durante la noche, más fría. (a) Calcule la cantidad de calor necesaria para elevar
la temperatura de 78,7 kg de rocas de 25,0 a 43,0 °C. Suponga que las rocas son de piedra caliza
(CaCO3), cuyo calor específico es 0,818 J/g °C. (b) Suponga que cuando las rocas de la parte (a)
se enfrían a 30,0 °C, todo el calor liberado calienta los 10 000 pies cúbicos de aire en la casa,
originalmente a 10,0 °C. ¿A qué temperatura final se calentará el aire? El calor especifico del aire
es de 1,004 J/g °C y su densidad es de 1,20 x 10-3 g/mL.
Solución:
(a)
Calor absorbido por las rocas = qr:
qr = mr (ce)r ∆Tr = mr (ce)r �Tfr - T0r � =
1000∞ g
= 78,73 kg *
kg
(b) Vaire = 10 0001÷5 p3 ��12∞
pulg
p
* 0,8183
J
g · °C
� * �2,54∞
cm
(43,0 - 25,0)3 °C = 1,163 x 106 J.
3
3
�� * 10-3 ∞ dmcmó3 L = 2,8317 * 105 L;
pulg
5
-3 g
� �103 ∞ mL
maire =�2,83175 × 10 L� �1,203 × 10
� = 3,39803 × 105 g = maire
L
mL
Balance térmico: calor cedido por rocas = calor absorbido por aire; por tanto:
mr (ce)r ∆Tr = maire (ce)aire ∆Taire
J
J
* (43,0 - 30,0)3 = 3,39803 * 105 g * 1,0044
�Tf - 10,0�°C
�78,73 × 103 � g * 0,8183
g·°C
g · °C aire
8,373 ×105
f
Taire =
+ 10,0 = 2,45 +10,03 = 12,53 °C = Tfaire .
5
3,41163 ×10
13. ¿A qué temperatura dará un termómetro Fahrenheit: (a) La misma lectura que un termómetro
Celsius? (b) ¿Una lectura doble que el termómetro Celsius? (c) ¿Una lectura igual, pero de signo
contrario que en el termómetro Celsius?
Solución: Utilizando la construcción gráfica y el teorema de Thales, de forma análoga al problema
11:
(a)
°C
°F
100°
212°
T
2T
T
T
5
[T(°F) - 32]
9
ó bien 9T(°C) = 5T(°F) – 160 y como T(˚C) =
T(°C) =
(b)
0°
32°
-T
T
T(˚F) = T → T =
T(°C) – 0 °C
100 °C – 0 °C
=
-160
4
= - 40 °C = - 40 °F.
2T(°C) – 32 °F
180 °F
2
100
T(°C)
[T(°C) – 16] → T(°C) =
[T(°C)-16]
=
180
90
100
9T(˚C) = 10T(˚C) - 160
T = 160 °C; 2T = 320 °F.
0 °C - [-T(°F)]
32 °F - T(°F)
100 °C - 0 °C
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=
212 °F – 32 °F
→
T(°F)
32 °F - T(°F)
5
→T(ºF) = (32 - T(ºF)
9
160
= 11,43 °F = -11,43 °C.
9T (ºF) = 160 – 5T (ºF) → 14T (ºF) = 160 ⇒ T (ºF) =
14
(c)
100 °C
=
180 °F
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
14. Calcule la densidad de un metal si una pieza que pesa 0,625 kg hace
que el nivel del agua en una probeta suba desde 10,3 mL a 80,2 mL.
Vf
80,2 mL
Solución: ΔV = Vm = 80,2 mL – 10,3 mL = 69,9 mL
V0
10,3 mL
m = 0,625 kg
ρ =
m
V
=
g
kg
(0,6253 kg)�103∞ �
69,93 mL
=
6253 g
69,93 mL
= 8,943 g/mL.
15. La dosis letal de cianuro potásico (KCN) tomada oralmente es de 1,6 mg/kg de peso corporal.
Calcule la dosis letal de KCN tomado oralmente por una persona de 165 libras.
Solución: 1653 lb * 0,454
kg
lb
* 1,6 2
mg
= 119,8562 mg = 1,2 * 102 mg ó 120 mg.
kg
16. La distancia que la luz viaja en un año en el espacio se llama año-luz. Con el dato de la
velocidad de la luz en el vacío (apartado 1,5) y suponiendo que un año tiene 365 días, calcule la
distancia de un año-luz en km, millas y pies.
Solución: e = v·t = (299 792 468 m/s) �10-3 ∞
⇒ e = 9,4542∞ * 10
12
km = 9,45 x 10 km.
12
km * 103
En millas: 9,46 ∗ 10
12
En pies: 9,46 ∗ 1012 km ∗ 10
m
km
3 m
km
*
1 milla
=
km
m
� * 365
m
*
año
* 1 año *
24 h
día
*
60 min
h
*
60 s
min
⇒
5,87 * 1012 millas.
1609,3 m
1 pulg
2 cm
* 10
días
2,54 cm
*
1 pie
12 pulg
= 3,10 * 1016 pies.
2
17. El papel de aluminio se vende en los supermercados en largos rollos de 66 yardas por
3
12 pulgadas, con un espesor de 0,00065 pulgadas. Si la densidad relativa del aluminio a 22 °C es
de 2,70. Calcule la masa de un rollo. La densidad del agua a 22 °C es 0,998 g/mL.
Solución:
Ven cm3 = �66,67 yd * 3
* �6,5 × 10-4 pulg * 2,54
= 3,1 x 102 cm3
cm
pulg
pie
yd
* 12
pulg
pie
* 2,54
cm
pulg
�
*
�12 pulg * 2,54
cm
pulg
�
*
� = �6096,30484 cm��30,482 cm��1,652 × 10-3 cm� = 306,76582 cm3 =
0,998 g
g
= 2,69463
2
mL
mL
g
Por tanto: m = ρ * V = 2,69463 * 306,76182 cm3 = 826,6112 g = 8,3 x 102 g.
ρ = ρr * ρH O = 2,70 *
mL
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SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
CAPÍTULO 2
ESTRUCTURA ATÓMICA Y ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
1. Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan presentar átomos
con propiedades químicas análogas: (a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; (b) 1s2 2s2 2p6 3s2; (c) 1s2 2s2 2p3;
(d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6; (e) 1s2 2s2; (f) 1s2 2s2 2p6; (g) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3; (h) 1s2 2s2
2p5.
Solución: Agrupamos de acuerdo a la configuración electrónica final (último electrón de la
configuración, que determina el grupo o familia de elementos). Así: (a) y (h), (c) y (g), (e) y (b), (d)
y (f).
2. (a) Sin auxiliarse de la TP escriba la configuración electrónica de los elementos de número
atómico (i) 20, (ii) 46, (iii) 82 y (iv) 99; (b) ubíquelos en la TP; (c) escriba los números cuánticos del
penúltimo electrón; (d) escriba los números cuánticos del penúltimo electrón del ión más común.
Solución:
(ai) 20X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ≡ [Ar] 4s2.
(aii) 46X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8 ≡ [Kr] 5s2 4d8 EXCEPCIÓN: ≡ [Kr] 5s0 4d10.
(aiii) 82X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2 ≡ [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2.
(aiv) 99X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f11 ≡ [Rn] 7s2 5f11.
(b) Ubicación en tabla periódica:
(bi)
(bii)
(biii)
Periodo
4
5
6
Grupo
IIA ó 2
VIIIB ó 10
IVA ó 14
(biv)
7
IIIB ó 3
Familia
Metales alcalino térreos
-.Carbonoide o del carbono
Tipo
Representativo
Metal de transición
Representativo
Elemento de transición
interna (actínido)
-.-
(c) Números cuánticos del penúltimo electrón:
Penúltimo e-
n
l
m
s
(ci)
4s1
4
0
0
+½
(cii)
4d9
4
2
+1
-½
6p1
(ciii)
5f10
(civ)
6
5
1
3
-1
-1
Orbitales
m=0
-2
-1
0
-1
0
+1
-3
-2
-1
+1
+2
0
+1
+½
-½
+2
+3
(d) Números cuánticos del penúltimo electrón del ión más común:
Penúltimo e-
n
l
m
s
3p5
3
1
0
-½
(di)
Orbitales
-1
Página 129 de 150
0
+1
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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Química Básica
Química Básica
Penúltimo e-
n
l
m
s
4d7
4
2
-1
-½
(dii)
5d9
(diii)
5
5f10
(div)
5
2
3
+1
-1
Orbitales
-2
-1
0
+1
+2
-2
-1
0
+1
+2
-3
-2
-1
0
+1
-½
-½
+2
+3
3. Escriba la configuración electrónica y diga cuál es el ión más común que formará el átomo cuyo
penúltimo electrón tiene los siguientes números cuánticos: (a) n = 2; l = 1; m = 0; s = -1/2 y (b) n =
= 5; l = 0; m = 0 y s = +1/2.
Solución:
(a)
Penúltimo e-:  último e-: 2p6
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 → z = 10
Ión más común: No forma iones. Es un gas noble. Ya tiene 8 e- en su último nivel:
2p5
-1
0
+1
(b) Penúltimo e-: 5s1  último e-: 5s2
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 → z = 38
Ión más común: +2 (pierde los 2 e- de 5s2).
5s1
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SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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CAPÍTULO 3
El LENGUAJE DE LA QUÍMICA I
1. Escriba la fórmula del compuesto iónico formado entre cada uno de los siguientes pares de
23iones y escriba su nombre correcto: (a) Na+ y S2-; (b) Al3+ y SO4 ; (c) K+ y PO4 ; (d) Mg2+ y NO3 ;
2(e) Fe3+ y SO4 .
Solución:
(a) Na+ + S2-  Na2S
(sulfuro de sodio o sulfuro sódico).
(e)
2Al + SO4  Al2(SO4)3
3K+ + PO4  K3PO4
Mg2+ + NO3  Mg(NO3)2
2Fe3+ + SO4  Fe2(SO4)3
2.
Complete la siguiente tabla:
(b)
(c)
(d)
3+
Fórmula
Fe2S3
LiH
Pb2O4 =
PbO2
HFO
(sulfato de aluminio o sulfato alumínico).
(fosfato de potasio u ortofosfato de potasio).
(nitrato de potasio o nitrato potásico).
[sulfato férrico ó sulfato de hierro (III)].
Nomenclatura
sistemática
Trisulfuro de dihierro
Hidruro de litio
Sulfuro de hierro (III)
Hidruro de litio
Nomenclatura
tradicional
Sulfuro férrico
Hidruro lítico
Dióxido de plomo
Óxido de plomo (IV)
Óxido plúmbico
Ácido de flúor *
Ácido monóxo-fluoruro
de hidrógeno
Ácido de flúor *
Ácido monóxo-fluórico
Ácido hipofluoroso
Ca(H2PO4)2
Nomenclatura Stock
*
Dihidrógeno
ortofosfato cálcico
*
* En clase no hemos visto la nomenclatura sistemática ni Stock de compuestos ternarios. Pueden
verla en: www.heurema.com/DFQ19.htm.
3.
Escriba las ecuaciones químicas que representen (e indique qué tipo de reacciones son: (a) la
combustión del carbón que quemamos en una parrillada; (b) la reacción que ocurre en el soplete
de soldadura oxiacetilénica; (c) la obtención de yeso de construcción a partir de yeso se mina; (d) la
electrólisis del agua; (e) el cracking o craqueo catalítico; (f) la corrosión del hierro.
Solución:
(a) C(s) + O2(g) → CO2(g); síntesis, redox y combustión.
5
(b) C2H2(g) + O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g); redox y combustión.
2
∆
1
3
2
2
(c) CaSO4.2H2O(s) → CaSO4. H2O(s) + H2O(g) ↑; descomposición.
1
(d) H2O(l) → H2(g) + O2(g); descomposición y redox.
2
(e) Alcano → alcano más pequeño + alquino: C4H10(g) → C2H6(g) + C2H4(g); descomposición.
3
(f) 2Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s); síntesis y redox.
2
3
[2Fe(s) + O2(aq) + xH2O(l) → Fe2O3.xH2O(s)].
2
P2 = 1 atm
T2 = 28 ºC
4. Una burbuja de aire esférica de 2,0 cm de diámetro
que se forma en el fondo del mar, donde la temperatura
es de 14 ˚C y la presión es de 3,25 atm, asciende hasta
la superficie donde la temperatura es de 28 ˚C.
(a) Determine el volumen en cm3 de la burbuja en la
superficie. (b) ¿Qué masa de aire contiene la burbuja?
2
Página 131 de 150
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
¿V cm3?
T1 = 14 ºC
φ = 2 cm
P1 = 3,25 atm
1
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Asuma que el aire tiene un peso fórmula promedio de 29 g/mol.
Solución:
4
(a)
Cálculo del volumen de la burbuja en el fondo:
2 cm 3
4
4
� = π cm3 = 4,18872 cm3.
V1 = πr = π �
3
3
2
3
Aplicando la ecuación de los gases ideales en el fondo: P1V1 = nRT1 (1)
y en la superficie: P2V2 = nRT2 (2); dividiendo miembro a miembro:
P1 V1
P2 V2
=
3
nRT1
nRT2
=
T1
T2
P1 V1
; por tanto: V2 =
P2
*
T2
T1
=
�3,253 atm x 4,18872 cm3 �
1∞ atm
(28+273) K
* (14+273) 3
3K
= 14,27762 cm3 = 14 cm3
= V2
(b) Para calcular la cantidad de aire contenido en la burbuja aplicamos la ecuación de los gases
ideales en el fondo (1) o en la superficie (2); debe dar el mismo resultado. Aplicándola en 1 (fondo):
P1V1 = nRT1 =
m
PF
RT1 → m =
= 1,7x10-2 g = m
P1 V 1 (PF)
RT1
=
�3,253 atm� ∗ �4,18872 cm3 � ∗ �10-3
�0,082∞
L
cm3
� ∗ �292
atm . L
�(14+273)3 K
mol . K
g
�
mol
= 0,016772 g =
5. (a) Deduzca el peso fórmula promedio del aire sabiendo que está constituido por el 21 % de
oxígeno y el 79 % de nitrógeno en volumen. (b) Cuánto aire (en kilogramos) entra en el salón de
clases en las condiciones ambientales. Suponga que las dimensiones del aula son: l (largo) * a
(ancho) * h (altura) = 15,0 m * 7,0 m * 3,5 m.
Solución:
(a)
Aplicando la ecuación de los gases ideales al aire, es decir, considerando al
aire como gas ideal: PV = nRT. Asumiendo que las condiciones ambientales de P y T son
RT
= kn, o bien: V α n. Por tanto, como el volumen es
aproximadamente constantes: V = n
P
proporcional al número de moles, la composición volumétrica (21 % O2 + 79 % N2) coincide con la
composición molar.
Si tomamos como base de cálculo: n = 1 mol de aire; éste contiene:
g
0,21 moles de O2 → mO2 = nO2 x PFO2 = 0,21 moles x 32
= 6,72 g O2
mol
g
0,79 moles de N2 → mN2 = nN2 x PFN2 = 0,79 moles x 28
= 22,12 g N2
mol
Por tanto, la masa total de 1 mol de aire es: 6,72 g O2 + 22,12 g N2 = 28,84 g; por tanto, el peso
fórmula del aire será: 28,84 g/mol.
(b) Vaula = l x a x h = 15,03 m x 7,02 m x 3,53 m = 367,52 m3
m
PV (PF)
Aplicando la ecuación de gases ideales: PV = nRT =
RT → m =
=
L
=
g
1∞ atm x 367,52 m3 x 103 ∞ 3 x 29∞
mol
m
0,082∞
atm . L
x (25+273)3 K
mol . K
PF
RT
kg
*10-3 = 436,13930262 kg = 4,4x102 kg. En el aula de clase entran
g
unos 440 kg de aire.
6. Balancee por coeficientes indeterminados la reacción de combustión de la gasolina. Asuma que
la gasolina es principalmente heptano líquido.
Solución: aC7H16(l) + bO2(g) → cCO2(g) + dH2O(g)
Balance de C: 7a = c
(1)
3 ecuaciones con 4 incógnitas
Balance de H: 16a = 2d
(2)
 infinitas soluciones
Balance de O: 2b = 2c + d
(3)
En (1): Asignamos a “a” el valor 1: a =1 → c = 7(1) = 7 = c
16
En (2): d = a = 8a = 8(1) = 8 = d
2
2c + d
2(7) +8
En (3): b =
=
= 11 = b
2
2
Por tanto la ecuación balanceada será: C7H16(l) + 11O2(g) → 7CO2(g) + 8H2O(g)
Página 132 de 150
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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CAPÍTULO 4
EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA 2
1.
Con ayuda de la tabla periódica y el concepto de mol complete la siguiente tabla:
Peso
Peso
Número de
Elemento atómico
Fórmula
fórmula
átomos y/o
[uma]
[g/mol]
moléculas/mol
(a)
Calcio
40,08
Ca
40,08
(b) Hidrógeno
1,01
H2
2,02
(c)
Aluminio
26,98
Al
26,98
(d) Oxígeno
15,99
O2
31,98
(e)
Azufre
32,06
S8
256,48
(f)
Cloro
35,45
Cl2
70,90
N átomos de Ca
N moléculas de H2
2*N átomos de H
N átomos de Al
N moléculas de O2
2*N átomos de O
N moléculas de S8
8*N átomos de S
N moléculas de Cl2
2*N átomos de Cl
N = número de Avogadro = 6,02 x 1023.
2. ¿Cuántos moles de sustancia están contenidos en cada una de las siguientes muestras?
(a) 16,8 g de NH3; (b) 3,25 kg de bromuro amónico; (c) 5,6 g de PCl5; (d) 126,5 g de Sn.
Solución: Usando reglas de 3 (no aconsejable):
(a) PFNH3 = PAN + 3*PAH = 14,01 + 3*(1,01) = 17,04 g/mol. Por tanto:
1 mol
1 mol NH3 → 17,04 g
x = 16,08 g *
= 0,986 moles NH3.
17 04 g
x
← 16,08 g
(b) PFNH4 Br = 14,01 + 4*(1,01) + 79,90 = 97,95 g/mol. Por tanto:
1 mol Br
→ 97,95
103 g
1 mol
x = 3,25 kg *
*
= 33,2 moles NH4Br.
x
← 3,25 kg
kg
97,95 g
(c) PFPCl5 = 30,97 + 5*(35,45) = 208,22 g/mol. Por tanto:
→ 208,22 g
1 mol PCl5
1 mol
x = 5,6 g *
= 2,7x10-2 moles PCl5.
x
←
5,6 g
208,22 g
(d) PASn = 118,7 g/mol. Por tanto:
1 mol Sn
→ 118,7g
x
←
126,5 g
x = 126,5 g *
1 mol
118,7 g
= 1,066 moles Sn.
Otra forma (la más adecuada): Pasa por usar directamente las relaciones estequiométricas
deducibles del concepto de mol, sin usar reglas de tres:
mNH3
16,08 g
(a) nNH3 =
=
g = 0,986 moles NH3.
PFNH3
(b) nNH4 Br =
(c) nPCl5 =
(d) nSn =
17,04
mNH4 Br
PFNH4 Br
mPCl5
mol
3,25 kg * 10
=
=
g
97,95
mol
5,6 g
g
PFPCl5
208,22
mol
mSn
125,6 g
PFSn
=
118,7
3
g
mol
g
kg
= 33,2 moles NH4Br.
= 2,7x10-2 moles PCl5.
= 1,066 moles Sn.
3. Una muestra de metal contiene 2,516x1023 átomos y tiene una masa de 82,29 g ¿Cuántos
moles de átomos de metal están presentes en la muestra? ¿Cuál es el metal?
Solución:
Página 133 de 150
1 mol de metal
x
→
←
6,02x1023 átomos
2,516x1023 átomos
→
→
PF g
82,29 g
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x = n˚ de moles del metal =
PF = 82,29 g *
6,02x10
* 1 mol = 0,418 moles de metal.
6,02x1023 átomos
átomos
23
2,516x10
2,516x1023 átomos
23
átomos
= 82,294 g *
1
= 196,8943 g/mol = 197
0,4183 moles
g
mol
= PF  Según la
tabla periódica (TP) se trata de oro (Au).
Otra forma: # átomos = n * N =
4.
PF
* N  PF =
m*N
# átomos
=
82,29 g * 6,02x1023
2,516x1023
= 197
g
mol
= PFAu
¿Cuál es la masa de 10,0 millones de moléculas de metano, CH4?
Solución:
x=
m
1 mol CH4
10x106 moléculas * 16 g
6,02x1023 moléculas
→
←
→
→
16 g
x
6,02x1023 moléculas
10,0x106 moléculas
= 2,66x10-16 g CH4.
Otra forma:
# moléculas = n*N =
m
PF
*N  m =
PF * # moléculas
N
= =
16
g
*10,0x106 moléculas
mol
moléculas
6,02x1023
mol
= 2,66x10-16 g CH4.
5. ¿Cuántos átomos de C, H y O hay en cada una de las siguientes muestras? (a) 1,24 moles de
glucosa, C6H12O6; (b) 3,31x1019 moléculas de glucosa; (c) 0,275 g de glucosa.
Solución: PFC6 H12 O6 = 6(12,01) + 12(1,01) + 6(15,99) = 180,12 g.
En cada molécula de glucosa hay: 6 átomos C; 12 átomos H y 6 átomos O (hay igual número de
átomos de C y O). Por tanto:
(a) # át C = # át O = 1,24 moles glucosa *
6,02 x 1023 moléc glucosa
1 mol glucosa
*
6 át C
1 moléc glucosa
= 7,44 x 6,02 x 1023
át C; o bien, siendo N = n˚ de Avogadro = 6,02x1023 → 7,44 * N át C = 4,48x1024 át C y át O.
N moléc glucosa
12 át H
# át H = 1,24 moles glucosa *
*
= 14,68 N át H = 8,96x1024 át H.
1 mol glucosa
(b)
1 moléc glucosa
# át C = # át O = 3,31x1019 moléculas glucosa *
# át H = 3,31x1019 moléculas glucosa *
(c) 0,275 g glucosa *
1 mol
180,12 g
*
12 át H
6 át C
1 moléc glucosa
= 3,97x1020 át H.
1 moléc glucosa
6,02 x 1023 moléc
6 át C
1 mol
*
= 1,99x1020 át C y át O.
1 moléc
= 5,51x1021 át C y át O.
# át H = 2 # át C = 2*5,51x1021 = 1,10x1022 át H.
6. Calcule la composición porcentual de cada uno de los siguientes compuestos: (a) nicotina,
C10H14N2; (b) codeína, C18H21NO3; (c) vainillina, C8H8O3
Solución:
(a)
Nicotina, C10H14N2: mC = 10(12,01) =
= 120,1 g; mH = 14(1,01) = 14,14 g; mN = = 2(14,01) = 28,02 g;
mT = 162,26 g.
m
120, 1
% C = C * 100 =
* 100 = 74,02 % C.
%H=
%N=
mT
mH
mT
mN
mT
* 100 =
* 100 =
162,26
14,14
162,26
28,02
162,26
mN = 28,02 g
2(14,01)
mC = 120,1 g
10(12,01)
C10
H14
162
,26
g
N2
mH = 14,14 g
14(1,01)
* 100 = 8,71 % H.
* 100 = 17,27 % N.
Comprobación: ∑% = 100 %
(b) Codeína, C18H21NO3: mT = 18(12) + 21(1) + 1(14) + 3(16) = 299.
m
18(12)
216
m
21
% C = C * 100 =
* 100 =
x 100 = 72,24 % C. % H = H * 100 =
* 100 = 7,02 % H.
%N=
mT
mN
mT
* 100 =
299
14
299
299
* 100 = 4,68 % N.
%O=
mT
mO
mT
* 100 =
299
48
299
* 100 = 16,05 % O.
Verificación: ∑% = 99,95 % ≈ 100 %
(c) Vainillina, C8H8O3: PF = 8(12) + 8(1) + 3(16) = 96 + 8 + 48 = 152 g/mol
96
8
%C=
* 100 = 63,2 % C.
%H=
* 100 = 5,26 % H.
152
Página 134 de 150
152
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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48
%O=
* 100 = 31,6 % O.
152
Verificación: ∑% = 100,06 % ≈ 100 %
7. El cobre se obtiene de menas que contienen los siguientes minerales: azurita, Cu3(CO3)2(OH)2;
calcocita, Cu2S; calcopirita, CuFeS2; covelita, CuS; cuprita, Cu2O, y malaquita, Cu2CO3(OH)2. ¿Qué
mineral tiene el mayor contenido de cobre sobre la base del porcentaje en masa?
Solución:
Calculamos el % Cu en cada especie:
Azurita: Cu3C2O8H2 → PF = 3(63,5) + 2(12) + 8(16) + 2(1) = 190,5 + 24 + 128 + 2 = 344,5 g/mol.
mCu
190,5
% Cu =
x 100 =
x 100 = 55,3 % Cu.
344,5
PFAzurita
Podemos escribir una tabla con los resultados:
Mineral
Fórmula
PF (g/mol)
mCu (g/mol)
% Cu
Azurita
Calcocita
Calcopirita
Covelita
Cu3(CO3)2(OH)2
Cu2S
CuFeS2
CuS
344,5
127,5
183,3
95,5
190,5
63,5
63,5
63,5
55,3
49,8
34,7
66,5
Cuprita
Cu2O
143,0
127,0
88,8
Malaquita
Cu2CO3(OH)2
160,5
63,5
39,6
Calcocita: % Cu =
63,5
* 100 = 49,8 %.
63,5+2(32)
63,5
Calcopirita: % Cu =
Covelita: % Cu =
Cuprita: % Cu =
63,5+55,8+2(32)
63,5
63,5+32
2(63,5)
* 100 = 66,5 %.
2(63,5)+16
Malaquita: % Cu =
* 100 = 34,69 %.
* 100 = 88,8 %.
63,5
63,5 + 12+5(16) + 5(1)
* 100 = 39,6 %.
La cuprita tiene el mayor contenido de Cu: 88,8 %.
8. La hormona epinefrina se libera en el cuerpo humano durante el estrés y aumenta la relación
metabólica del cuerpo. Como muchos compuestos bioquímicos, la epinefrina está compuesta por
C, H, O y N. Su composición porcentual es: 46,85 % C; 5,71 % H; 43,24 % O y 4,20 % N. ¿Cuál es
la fórmula empírica de la epinefrina? Si el peso fórmula de la epinefrina es 333 g/mol ¿Cuál es su
fórmula de unidad fórmula?
Solución:
Base de cálculo: 100 g de epinefrina:
m
49,85 g
46,85 g C → nC = C =
= 3,904 moles C
5,71 g H → nH =
=
= 5,710 moles H
1 g/mol
PAH
mO
43,24 g
43,24 g O → nO =
4,20 g N → nN =
12 g/mol
5,71 g
PAC
mH
=
PAO
4,20 g
14 g/mol
16 g/mol
= 2,703 moles O
= 0,300 moles N
Por tanto la fórmula empírica sería: C3,904 H5,710 O2,703 N0,300 = C13,01H19,03O9,01N1 ≈ C13H19O9N = FE.
0,300
Para encontrar la FUF calculamos n =
PFUF
PFFE
0,300
0,300
= [13(12)
como FUF = FE * n → FUF = FE = C13H19O9N.
0,300
333 g/mol
+ 19(1) +9(16)+14] g/mol
=
333 g/mol
333 g/mol
= 1 = n. Por tanto;
9. Una muestra de 1,000 g de alcohol se quemó en oxígeno para producir 1,913 g de CO2 y
1,174 g de agua. El alcohol contenía sólo C, H y O. ¿Cuál es la fórmula más simple del alcohol?
Solución:
Usando los factores gravimétricos:
PAC
12
mC = mCO2 * fG,CO2 → C = mCO2 *
= 1,913 g *
= 0,5217 g C.
mH = mH2 O * fG,H2 O → H = mH2 O *
Página 135 de 150
PFCO
2
2PAH
PFH O
2
= 1,174 g *
44
2(1)
18
= 0,1304 g H.
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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Por tanto, como la muestra quemada es de 1,000 g de alcohol: (mM = 1,000 g)
m
0,5217
% C = C x 100 =
x 100 = 52,17 %.
%H=
mM
0,1304
1,000
1,000
x 100 = 13,04 %.
y % O = 100 % - % C - % H = 100 % - 52,17 % - 13,04 % = 34,79 %.
Para determinar la FE a partir de la composición porcentual, tomamos una base de cálculo de 100 g
de alcohol:
52,17 g
mC = 52,17 g → nC =
= 4,35 moles
12 g/mol
FE = C4,35 H13,04 O2,17 = C2,00H6,01O1
13,04 g
2,17
2,17
2,17
mH = 13,04 g → nH =
= 13,04 moles
1 g/mol
≈
C
H
O
= FE.
2
6
34,79 g
mO = 34,79 g → nO =
= 2,17 moles
16 g/mol
10. El betabloqueante timolol se espera que reduzca la necesidad quirúrgica de baipás en el
corazón. Su composición en masa es 49,4 % C; 7,64 % H; 17,7 % N; 15,2 % O y 10,1 % S. La masa
de 0,0100 moles de timolol es 4,32 g. (a) ¿Cuál es la fórmula más simple del timolol? (b) ¿Cuál es
la fórmula de unidad fórmula del timolol?
Solución:
En 100 g (base de cálculo) de timolol hay:
49,4
49,4 g C → nC =
= 4,113 moles C
7,64 g H → nH =
17,7 g N → nN =
15,2 g O → nO =
10,1 g S → nS =
12,01
7,64
1,01
17,7
= 7,564 moles H
FE = C4,113 H7,564 N1,255 O0,951 S0,315 =
= 1,255 moles N
= C13,06 H24,01 N3,98 O3,02 S ≈
≈ C13H24N4O3S = FE
14,01
15,2
15,99
10,1
32,06
0,315
= 0,951 moles O
0,315
n=
n=
0,315
m
PF
=
3,16 g
0,0100 moles
= 316
g
mol
. Por tanto:
. Como PFFE = 13 * 12,01 + 24 * 1,01 + 4 * 14,01 + 3 * 16,00 + 1 * 32,06 = 316,47 g/mol 
PFFE
316,47
316
0,315
= 0,315 moles S
Como 0,0100 moles pesan 3,16 g, el peso fórmula es: PFUF =
PFUF
0,315
≈ 1 y FUF = FE = C13H24N4O3S.
11. Cuando un mol de sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4·5H2O, se calienta a 110 ˚C pierde
cuatro moles de agua para formar CuSO4·H2O. Cuando se calienta a temperaturas superiores a
150 ˚C se pierde el otro mol de agua. (a) ¿Cuántos gramos de CuSO4·H2O se obtendrían calentando
556 g de CuSO4·5H2O a 110 ˚C? (b) ¿Cuántos gramos de CuSO4 anhidro podrían obtenerse
calentando 556 g de CuSO4·5H2O a 180 ˚C?
∆
→
110 °C
CuSO4·5H2O(s)
249,62 g
Solución:
CuSO4·H2O(s)
177,58 g
∆
+ 4H2O(g) ↑
→
CuSO4
+ 5H2O(g) ↑
CuSO4·5H2O(s)
150 °C
249,62 g
159,57 g
177,58 g CuSO4 ∙H2 O
177,58
(a) mCuSO4 ∙H2 O = mCuSO4 ∙5H2 O *
= 556 g *
= 396 g.
(b) mCuSO4 = mCuSO4 ∙5H2 O *
249,62 g CuSO4 ∙5H2 O
159,57
159,57
= 556 *
249,62
159,57
O bien: mCuSO4 = mCuSO4 ∙5H2 O *
177,58
249,62
= 396 *
249,62
= 355 g.
159,57
177,58
= 356 g.
12. (a) ¿Qué peso de MgCO3 está contenido en 671 lb de una mena que tiene 27,7 % en peso de
carbonato de magnesio? (b) ¿Qué peso de impurezas está contenido en la muestra? (c) ¿Qué peso
de magnesio está contenido en la muestra? Suponga que no hay Mg en las impurezas.
Solución:
(a)
Página 136 de 150
mMgCO3 = mmena *
27,7
100
= 671 lb *
27,7
100
= 186 lb.
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Química Básica
Química Básica
72,3
72,3
(b) mimpurezas = mmena *
= 671 lb *
= 485 lb.
100
100
O bien: mimpurezas. = mmena - mMgCO3 = 671 - 186 = 485 lb.
(c) mMg = mMgCO3 ∙ fG, MgCO3 → Mg = 186 lb *
Mena
671 lb
24,31
27,7%
MgCO3
= 53,6 lb.
24,31+12,01+3(15,99)
72,3%
Impurezas
13. (a) Una muestra contiene 50 % en masa de NaCl y 50 % de KCl. ¿Cuál es el
porcentaje en masa de cloro en esta muestra? (b) Una segunda muestra de NaCl
y KCl contiene 50 % en masa de Cl. ¿Cuál es el porcentaje en masa de NaCl en
la muestra?
Solución:
(a)
BC = 100 g mezcla → 50 g NaCl + 50 g KCl; por tanto:
35,45
35,45
mCl = mNaCl ∙ fG, NaCl → Cl + mKCl ∙ fG, KCl → Cl = 50 g *
+ 50 g *
= 30,33 + 23,76 = 54 g mCl.
58,44
74,55
Como se ha tomado 100 g de mezcla como base de cálculo, la mCl es el % Cl: 54 % = % Cl
(b) BC = 100 g mezcla → x g NaCl + (100 - x) g KCl y como % Cl = 50:
35,45
35,45
2,4
x*
+ (100 - x) *
= 50. Resolviendo obtenemos: x =
= 18,3 ≈ 18 % = % NaCl, ya que
58,44
74,55
0,131
al tomar como base de cálculo 100 g de mezcla, x representa la masa de NaCl y, por tanto, el % de
NaCl.
14. Durante la actividad volcánica, el S8 se convierte en S, que luego se convierte en H2S. A su vez
el H2S reacciona con el Fe, formando FeS2. En agua que contenga O2, el FeS2 reacciona para
formar ácido de mina, H2SO4. Hallar la máxima masa, en gramos, de H2SO4 que puede formarse a
partir de 0,717 moles de S8.
Solución:
El problema se reduce a encontrar el H2SO4 que contiene 0,717 moles de S8:
mH2 SO4
= mS ∙ fG, S → H2 SO4
* 8 * (32) *
2(1,01) + 32,06 + 4(15,99)
32,06
=
�nS8 * PFS8 � *
= 183,22 *
98,04
32 06
PFH SO
2
4
PAS
=
0,717
moles
S8 *
= 561 g H2 SO4 .
15. Calcule el volumen de 1 mol de mercurio, un metal líquido. Obtenga la densidad del Hg de un
texto o manual.
Solución:
=
259 g
13,6
g
mL
mHg = nHg + PAHg = (1 mol) * �259
g
mol
= 14,7 mL = VHg.
� = 259 g; y como ρHg = 13,6
g
mL
=
m
V
V=
m
ρ
=
16. Balancee las siguientes ecuaciones:
(a) Ba(OH)2 + P4O10  Ba3(PO4)2 + H2O;
(b) (NH4)2 Cr2O7  N2 + H2O + Cr2O3;
(c) CrCl3 + NH3 + H2O  Cr(OH)3 + NH4Cl
(d) PbO + NH3  Pb + N2 + H2O
Solución:
Por simple inspección o tanteo:
(a) 6Ba(OH)2 + P4O10  2Ba3(PO4)2 + 6H2O;
(b) (NH4)2 Cr2O7  N2 + 4H2O + Cr2O3;
(c) CrCl3 + 3NH3 + 3H2O  Cr(OH)3 + 3NH4Cl
(d) 3PbO + 2NH3  3Pb + N2 + 3H2O
17. (a) La cal (CaO) se disuelve en el ácido muriático (HCl del 25 % de pureza aproximadamente)
para formar cloruro cálcico (CaCl2) y agua. Escriba la ecuación balanceada. (b) ¿Cuántos moles de
HCl se necesitarán para disolver 8,8 moles de CaO? (c) ¿Cuántos moles de agua se formarán en
el apartado (b)?
Solución:
Página 137 de 150
(a)
CaO(s)
1 mol
+
2HCl(aq
2 moles
→
CaCl2(s)
1 mol
+
H2O(l)
1 mol
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(b) nHCl = 2 * nCaO = 2 * (8,8) = 18 moles HCl.
(c) nH2 O = nCaO = 8,8 moles H2O.
18. (a) Los materiales de construcción de aluminio tienen una cubierta protectora transparente y
dura de óxido de aluminio, Al2O3, formada por reacción con oxígeno del aire. El ácido sulfúrico,
H2SO4, de la lluvia ácida disuelve esta cubierta y forma sulfato de aluminio, Al2(SO4)3 y agua. Escriba
la ecuación balanceada. (b) ¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para reaccionar con 4,0 moles
de Al2O3? (c) ¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 se formaron en el apartado (b)?
Al2O3(s)
+
2H2SO4(aq)
→ Al2(SO4)3 + 3H2O(l)
1 mol
3 moles
1 mol
3 moles
(b) De las relaciones estequiométricas molares: nH2 SO4 = 3 * nAl2 O3 = 3 * (4,0) = 12 moles H2 SO4 .
(c) Igualmente: nAl2 (SO4 )3 = nAl2 O3 = 4,0 moles Al2 (SO4 )3 .
Solución:
(a)
19. El "superfosfato", un fertilizante soluble en agua, es una mezcla 1:2 en moles de Ca(H2PO4)2 y
CaSO4. Se forma por la reacción: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4  Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4. Tratamos 450 g
de Ca3(PO4)2 con 300 g de H2SO4. ¿Cuántos gramos de superfosfato podrán formarse?
Solución:
Ca3(PO4)2
1mol
310,10 g
+
2H2SO4
2 moles
196,08 g
→
Ca(H2PO4)2
1 mol
233,98 g
+
2CaSO4
2 moles
272,20 g
Superfosfato = 506,18 g
450 g
300 g
→
x
Suponemos que el reactivo limitante (RL) es el Ca3(PO4)2; por tanto, necesito:
196,08
mH2 SO4 = 450 *
= 284,5 g H2 SO4 < 300 g (tengo) → alcanza (suposición correcta): Ca3(PO4)2
310,10
es el RL, por tanto, msuperfosfato = 450 g *
506,18
310,10
= 735 g.
20. Una mezcla de reacción contiene 55,0 g de PCl3 y 35,0 g de PbF2. (a) ¿Qué masa de PbCl2
puede obtenerse según la siguiente reacción: 3PbF2 + 2PCl3  2PF3 + 3PbCl2? (b) ¿Qué reactivo
y cuánto quedará sin cambio?
3PbF2
+
2PCl3 →
2PF3
+ 3PbCl2
3 moles
2 moles
2 moles
3 moles
735,6
274,6
175,9
834,3
35, g
55,0 g →
x
274,6
(a) Suposición: PbF2 es el RL → mPCl3 = 35,0 *
= 13,1 g PCl3 (necesito):
Solución:
735,6
13,1 g (necesito) < 55,0 g (tengo) → suposición correcta: PbF2 es el RL.
834,3
Por tanto: mPbCl2 = 35,0 g *
= 39,7 g PbCl2
735,6
(b) Reactivo excedente: PCl3; queda: 55,0 g – 13,1 g = 41,9 g PCl3.
21. ¿Cuánto Na2SO4 del 74,1 % de pureza podría producirse a partir de 245 g de NaCl del 93,9 %
de pureza? La reacción es: 2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl.
2NaCl
+
H2SO4
→
2 moles
1 mol
116,88 g
98,04 g
245 g (93,9 %)
→
93,9
93,9
m'NaCl = mNaCl *
= 245 *
= 230,06 g NaCl.
Solución:
100
m'Na2 SO4 = m'NaCl ∗
mNa SO
2
4
% pureza
=
279,50 g
74,1
100
Página 138 de 150
Na2SO4
1 mol
142,00 g
x (74,1 %)
+
2HCl
2 moles
72,92 g
100
142,00
116,88
= 230,1 *
142,00
116,88
= 279,50 g Na2 SO4 . Considerando la pureza: m'Na2 SO4 =
= 377,2 g ⇒ mNa2 SO4 = 377,2 g.
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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Química Básica
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22. El carburo cálcico se hace en un horno eléctrico por la reacción: CaO + 3C  CaC2 + CO. El
producto bruto es habitualmente 85 % de CaC2 y 15 % de CaO sin reaccionar. (a) ¿De cuánto CaO
deberíamos partir para producir 450 kg de producto bruto? (b) ¿Cuánto CaC2 contendrá este
producto bruto?
→
CaO(s)
+
3C(s)
CaC2(s) +
CO(g) ↑
←
1 mol
3 moles
1 mol
1 mol
56 g
+
36 g
=
64 g
+
28 g
85
15
= 382,5 kg CaC2 (respuesta de (b)) y 450 *
= 67,5 kg
450 kg de producto bruto tiene: 450 *
100
100
CaO.
56
(a) mCaO = mCaO necesario para producir CaC2 + mCaO sin reaccionar = 382,5 kg *
+ 67,5 =
64
= 402 kg CaO.
Solución:
23. La principal mena de zinc es el sulfuro, ZnS. La mena se concentra por flotación y luego se
calienta en aire, que convierte el ZnS en ZnO: 2ZnS + 3O2  2ZnO + 2SO2. El ZnO se trata entonces
con H2SO4 diluido: ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O, para producir una solución acuosa que contiene
el Zn como ZnSO4. Se pasa una corriente eléctrica a través de la solución para producir el metal:
2ZnSO4 + 2H2O  2Zn + 2H2SO4 + O2. ¿Qué masa de Zn se obtendrá de una mena que contiene
225 kg de ZnS? Suponga que el proceso de flotación es eficaz en un 90,6 %, la etapa de la
electrólisis en un 98,2 % y las otras etapas en un 100 %.
Solución:
Atendiendo al esquema adjunto del proceso:
162,74
En tostación: mZnO = 203,85 kg *
= 170,16 kg ZnO
194,96
161,44
En acidificación: mZnO4 = 170,16 kg *
En electrólisis: mZn = 337,60 kg *
225 kg
ZnS2
90,6%
ZnS +
ganga
98,2%
α
ELECTRÓLISIS
322,88
*
100
= 134 kg Zn
100%
ZnS2(c)
FLOTACIÓN
= 337,60 kg ZnO4
81,37
130,76
98,2
TOSTACIÓN
203,85 kg
100%
ZnO
170,16 kg
2ZnS + 3O2
2ZnO + 2SO2
194,96 g
162,74 g
ZnSO4
ACIDIFICACIÓN
ZnO + H2SO4
Zn
81,37 g
α
337,60 kg
ZnSO4 + H2O
161,44 g
134 kg
2ZnSO4 + 2H2O
2Zn + 2H2SO4 + O2
322,88 g
130,76 g
24. Se hacen reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con exceso de HNO3 y se obtienen
28,8 g de H2O con un rendimiento del 80,0 % según la reacción: 3Cu(s) + 8HNO3(aq)  2NO(g)↑ +
+ 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l). Calcule (a) la pureza de la muestra de Cu utilizada y (b) el volumen que
ocuparía el NO formado en condiciones ambientales.
80,0 %
3Cu(s) + 8HNO3(aq) �⎯⎯⎯� 2NO(g)↑ + 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l)
3 moles
8 moles
2 moles
3 moles
4 moles
190,64 g
504,10 g
60,01 g
562,67 g
72,06 g
119 g (¿pureza?)
¿VCA?
28,8 g
190,64
1
190,64
1
(a) La masa de Cu puro será: mCu puro = mH2O *
* % Rendimiento = 28,8 g * ∗
* 80 = 95,2 g Cu
Solución:
72,06
puro  % pureza =
mCu puro
mCu impuro
*100 =
95,2 g
119 g
72,06
100
100
* 100 = 80,0 % = % pureza.
(b) Los moles de NO producido provienen del Cu puro: nCu puro =
mCu puro
PACu
=
95,2 g
63,55
g
mol
= 1,50 moles Cu
puro. De las relaciones estequiométricas:
Página 139 de 150
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2
% Rendimiento
3
100
nNO = nCu puro * *
2
80,0
3
100
= 1,50 * *
= 0,800 moles NO.
n
Aplicando la ecuación de los gases ideales: PV = nRT  VNO = NO
VNO =
atm·L
0,8 moles * 0,082
* 298 K
mol·K
1 atm
RT
P
; reemplazando los datos:
= 19,5 L = VNO.
25. La glucosa de la uva (C6H12O6) fermenta por la acción de una levadura y se transforma en
alcohol (etanol, C2H6O) y en dióxido de carbono, transformando el mosto en vino. (a) Escriba la
ecuación que representa este proceso. (b) Si la reacción que se produce tiene un rendimiento del
95 %, ¿cuál es la masa de alcohol que se obtiene a partir de 1,5 L de mosto que contiene un
equivalente a 200 g/L de glucosa? (c) Calcule la masa de CO2 que se produce y el volumen que
ocupa en condiciones ambientales.
levadura; 95 %
C6H12O6 �⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯�
2C2H6O(l)
1 mol
1 mol
180,16 g
92,14 g
g glucosa
(b) Se parte de 1,5 L de mosto * 200
= 300 g de glucosa.
Solución:
(a)
92,14
Por tanto: mEtanol = mglucosa *
(c) mCO2 = mglucosa *
88,02
180,16
L de mosto
% Rendimiento
*
180,16
100
% Rendimiento
*
= 300 g *
= 300 g *
100
los gases ideales: PV = nRT  VCO2 =
nCO RT
2
P
=
88,02
180,16
mCO
2 RT
PFCO
2
P
*
92,14
180,16
95
100
=
*
95
100
2CO2(g) ↑
1 mol
88,02 g
+
= 145 g etanol.
= 139 g CO2. Aplicando la ecuación de
139 g
atm·L
g * 0,082 mol·K * 298 K
mol
44,01
1 atm
= 77,3 L de CO2.
26. El bicarbonato de sodio se descompone mediante el calor produciendo carbonato de sodio
(sólido), dióxido de carbono (gas) y agua (gas). (a) Escriba la ecuación que representa el proceso.
Esta es una reacción de producción industrial de carbonato de sodio. Una factoría procesa 25 TM
diarias de un material que contiene el 74,8 % de pureza en bicarbonato de sodio: (b) ¿qué masa de
carbonato de sodio se obtiene en un mes de operación?; (c) ¿qué volumen de gases en CNTP se
desprende?; (d) ¿qué masa de residuos deja diariamente la operación? (e) El carbonato de sodio
formado se emplea para preparar una disolución de densidad 1,35 g/cm3 y 74,50 % en peso. ¿Qué
volumen de solución se puede producir diariamente?
Solución:
∆
2NaHCO3(s) →
2 moles
168,01 g
TM
25
(74,8 %) 
(a)
Na2CO3(s)
1 mol
105,99 g
¿mNa2CO3?
día
TM NaHCO3
(b) mNa2CO3 = 25
día
*
74,8
100
* 1 mes *
30 días
mes
*
105,99
168,01
+
CO2(g) ↑ +
1 mol
44,01 g
H2O(g)
1 mol
18,02 g
= 354 TM Na2CO3.
(c) De las relaciones estequiométricas se deduce que se forman dos moles de gases (1 mol de
CO2 y 1 mol de H2) por cada mol de Na2CO3 producido; por tanto:
ngases = 2 * nNa2CO3 = 2 *
mNa CO
2
3
PFNa CO
2
=2*
3
354 TM * 106
g
105,99
mol
g
TM
= 6,68x106 moles de gases; y, considerando que
los gases desprendidos son ideales:
ngases RT
6,68x106 moles * 0,082
atm·L
* 273 K
mol·K
Vgases =
=
= 1,50x108 L ó 1,50x105 m3 de gases.
1 atm
P
(d) Los residuos producidos provienen de las impurezas del bicarbonato de sodio  mresiduos =
TM NaHCO3 (100 - 74,8)
TM
*
* 1 día = 6,3
de residuos.
= 25
día
día
100
(e) La masa de solución obtenida en un día será: msolución =
= 15,8 TM de solución; por tanto:
Vsolución =
msolución
ρsolución
Página 140 de 150
=
15,8 TM* 106
g
1,35
mL
g
TM
* 10-6
m3
mL
mNa CO
2
3
% pureza
�
�
100
solución
=
25 TM *
74,8 105,99
*
100
168,01
74,50
100
=
= 11,7 m3 de solución diariamente.
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Capítulo 5. SOLUCIONES
SOLUCIÓN A PROBLEMAS PROPUESTOS EN SEPARATA
1. Clasifique cada sustancia como un electrolito o como un no electrolito: NH4Cl, HI, C6H6,
Zn(CH3COO)2, Cu(NO3)2, CH3COOH, C12H22O11 (azúcar), LiOH, KHCO3, CCl4, La2(SO4)3, I2.
Solución:
Electrolitos
NH4Cl
HI
Zn(CH3COO)2
Cu(NO3)2
Electrolitos
CH3COOH
LiOH
KHCO3
La2(SO4)3
No electrolitos
C6H6
C12H22O11
CCl4
I2
2. Clasifique cada sustancia como electrolito fuerte o débil y luego identifique los ácidos fuertes,
las bases fuertes, los ácidos débiles y las bases débiles: NaCl, MgSO4, HCl, H2C2O4, Ba(NO3)2,
H3PO4, RbOH, HNO3, HI, Ba(OH)2, LiOH, C2H5COOH, NH3, KOH, Mg(CH3COO)2, HCN, HClO4.
Solución:
Sustancia
NaCl
MgSO4
HCl
H2C2O4
Ba(NO3)2
H3PO4
RbOH
HNO3
HI
Ba(OH)2
LiOH
C2H5COOH
NH3
KOH
Mg(CH3COO)2
HCN
HClO4
Nombre
Cloruro de sodio
Sulfato de magnesio
Cloruro de hidrógeno o
ácido clorhídrico
Ácido oxálico
Nitrato de bario
Ácido (orto) fosfórico
Hidróxido de rubidio
Ácido nítrico
Yoduro de hidrógeno o
ácido yodhídrico
Hidróxido de bario
Hidróxido de litio
Ácido propanoico
Amoniaco
Hidróxido de potasio
Acetato de magnesio
Cianuro de hidrógeno o
ácido cianhídrico
Ácido perclórico
ELECTROLITO
S
N
x
x
x
ÁCIDO
F
D
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
BASE
F
D
x
x
3. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta. Refiérase a las reglas
de solubilidad cuando sea necesario: (a) Nuestros huesos son principalmente fosfato cálcico. El
cloruro cálcico reacciona con fosfato potásico para formar fosfato cálcico y cloruro potásico. (b) Los
compuestos de mercurio son muy venenosos. El nitrato de mercurio (II) reacciona con sulfuro sódico
para formar sulfuro de mercurio (II), que es muy insoluble, y nitrato sódico. (c) Los iones cromo (III)
son muy venenosos. Pueden separarse de la disolución precipitando el hidróxido de cromo, muy
insoluble. El cloruro de cromo (III) reacciona con hidróxido de calcio para formar hidróxido de cromo
(III) y cloruro cálcico.
Solución:
(ai)
3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6KCl(aq). Precipita fosfato cálcico
(insoluble).
3(aii) 6Ca2+(aq) + 6Cl-(aq) + 6K+(aq) + 2PO4 (aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6K+(aq) + 6Cl-(aq)
3(aiii) 3Ca2+(aq) + 2PO4 (aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓
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(bi)
(bii)
(biii)
(ci)
(cii)
(ciii)
Química Básica
Química Básica
Hg(NO3)2(aq) + Na2S(aq) → HgS(s) ↓ + 2NaNO3(aq)
Hg2+(aq) + 2NO3 (aq) + 2Na+(aq) + S2-(aq) → HgS(s) ↓ + 2Na+(aq) + 2NO3 (aq)
Hg2+(aq) + S2-(aq) → HgS(s) ↓
2CrCl3(aq) + 3Ca(OH)2(aq) → 2Cr(OH)3(s) ↓ + 3CaCl2(aq)
2Cr3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3Ca2+(aq) + 6OH-(aq) → 2Cr(OH)3(s)↓ + 3Ca2+(aq) + 6Cl-(aq)
2Cr3+(aq) + 6OH-(aq) → 2Cr(OH)3(s) ↓
4. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que
ocurren cuando se mezclan disoluciones acuosas de los compuestos. (a) Cu(NO3)2 + H2S  ?; (b)
CuSO4 + H2S  ?; (c) Bi2(SO4)3 + (NH4)2S ?
Solución: (ai)
Cu(NO3)2(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓
(aii) Cu2+(aq) + 2NO3 (aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq) + 2NO3 (aq)
(aiii) Cu2+(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq)
(bi)
CuSO4(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + H2SO4(aq)
22(bii) Cu2+(aq) + SO4 (aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq) + SO4 (aq)
(biii) Cu2+(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq)
(ci)
Bi2(SO4)3(aq) + 3(NH4)2S(aq) → Bi2S3(s) ↓ + 3(NH4)2SO4(aq)
22(cii) 2Bi3+(aq) + 3SO4 (aq) + 6NH+4 (aq) + 3S2-(aq) → Bi2S3(s) ↓ + 6NH+4 (aq) + 3SO4 (aq)
(ciii) 2Bi3+(aq) + 3S2-(aq) → Bi2S3(s) ↓
5. En cada uno de los siguientes apartados, ambos compuestos son solubles en agua. Prediga si
se formará un precipitado cuando se mezclen disoluciones de los dos y, si es así, identifique el
compuesto que precipita. (a) NH4Br, Hg2(NO3)2; (b) KOH, Na2S; (c) Cs2SO4, MgCl2.
Solución:
(a)
2NH4Br(aq) + Hg2(NO3)2(aq) → Hg2Br2(s) ↓ + 2NH4NO3(aq). Sí precipita bromuro
de mercurio (I) o bromuro mercúrico: Hg2Br2.
(b) 2KOH(aq) + Na2S(aq) → K2S(aq) + 2NaOH(aq). No precipita. Ambos productos son solubles.
(c) Cs2SO4(aq) + MgCl2(aq) → 2CsCl(aq) + MgSO4(aq). No precipita. Ambos productos son solubles.
6. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que
ocurren entre el ácido y la base. Suponer que todas las ecuaciones ocurren en agua o en contacto
con agua. (a) ácido acético + hidróxido sódico; (b) ácido sulfuroso + hidróxido sódico; (c) ácido
fluorhídrico + hidróxido de litio; (d) hidróxido sódico + ácido sulfúrico; (e) hidróxido cálcico + ácido
fosfórico; (f) hidróxido de cobre (II) + ácido nítrico.
Solución:
(ai)
HAc(aq) + NaOH(aq) → NaAc(aq) + H2O(l)
(aii) HAc(aq) + Na+(aq) +OH-(aq) → Na+(aq) + Ac-(aq) + H2O(l)
(aiii) HAc(aq) + OH-(aq) → Ac-(aq) + H2O(l)
(bi)
H2SO3(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO3(aq) + 2H2O(l)
2(bii) H2SO3(aq) + 2Na+(aq) + 2OH-(aq) → 2Na+(aq) + SO3 (aq) + 2H2O(l)
2(biii) H2SO3(aq) + 2OH-(aq) → SO3 (aq) + 2H2O(l)
(ci)
HF(aq) + LiOH(aq) → LiF(aq) + H2O(l)
(cii) HF(aq) + Li+(aq) + OH-(aq) → Li+(aq) + F-(aq) + H2O(l)
(ciii) HF(aq) + OH-(aq) → F-(aq) + H2O(l)
(di)
2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
22(dii) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + 2H+(aq) + SO4 (aq) → 2Na+(aq) + SO4 (aq) + 2H2O(l)
+
+
(diii) 2H (aq) + 2OH (aq) → 2H2O(l); o bien: H (aq) + OH (aq) → H2O(l)
(ei)
3Ca(OH)2(aq) + 2H3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6H2O(l)
(eii) 3Ca2+(aq) + 6OH-(aq) + 2H3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6H2O(l)
(eiii) Igual que ecuación iónica (no hay iones espectadores)
(fi)
Cu(OH)2(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + H2O(l)
(fii)
Cu(OH)2(s) + H+(aq) + NO3 (aq) → Cu2+(aq) + 2NO3 (aq) + H2O(l)
+
2+
(fiii) Cu(OH)2(s) + H (aq) → Cu (aq) + H2O(l)
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SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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7. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones de
un ácido y una base que producirán las sales indicadas. (a) carbonato sódico; (b) carbonato de
bario; (c) nitrato de níquel (II); (d) sulfuro sódico; (e) fosfato de aluminio; (f) arseniato de plomo (II).
Solución: (ai) 2NaOH(aq) + H2CO3(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l)
2(aii) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2CO3(aq) → 2Na+(aq) + CO3 (aq) + 2H2O(l)
2(aiii) 2OH-(aq) + H2CO3(aq) → CO3 (aq) + H2O(l).
*El H2CO3 es inestable. Descompone en CO2 y H2O. Por tanto la ecuación inicial neta queda:
22OH-(aq) + CO2(g) ↑ + H2O(l) → CO3 + H2O(l)
22OH-(aq) + CO2(g) ↑ → CO3
(bi)
Ba(OH)2(aq) + H2CO3(aq) → BaCo3(s) ↓ + 2H2O(l)
(bii) Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + H2CO3(aq) → BaCo3(s) ↓ + 2H2O(l)
(biii) EIN = EI (no hay iones espectadores)
*Ver nota en (aiii) La ecuación iónica neta queda:
Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(g) ↑ + H2O(l) → BaCO3(s) ↓ + 2H2O(l)
Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(g) ↑ → BaCO3(s) ↓ + 2H2O(l)
(ci)
Ni(OH)2(s) + 2HNO3(aq) → Ni(NO3)2(aq) + 2H2O(l)
(cii) Ni(OH)2(s) + 2H+(aq) + 2NO3 (aq) → Ni2+(aq) + 2NO3 (aq) + 2H2O(l)
(ciii) Ni(OH)2(s) + 2H+(aq) → Ni2+(aq) + 2H2O(l)
(di)
2NaOH(aq) + H2S(aq) → Na2S(aq) + 2H2O(l)
(dii) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2S(aq) → 2Na+(aq) + S2-(aq) + 2H2O(l)
(diii) H2S(aq) + 2OH-(aq) → S2-(aq) + 2H2O(l)
(ei)
Al(OH)3(s) + H3PO4(aq) → AlPO4(s) ↓ + 3H2O(l)
Solo hay sólidos y electrolitos débiles; por tanto, no hay EI ni EIN.
(fi)
3Pb(OH)2(s) + 2H3AsO4(aq) → Pb3(AsO4)2(aq) + 6H2O(l)
3(fii)
3Pb(OH)2(s) + 2H3AsO4(aq) → 3Pb2+(aq) + 2AsO4 (aq) + 6H2O(l)
(fiii) EIN = EI (no hay iones espectadores)
8. Asigne los estados de oxidación al elemento especificado en cada grupo de compuestos: (a) P
en PCl3, P4O6, P4O10, HPO3, H3PO3, POCl3, H4P2O7, Mg3(PO4)2. (b) Cl en Cl2, HCl, HClO, KClO3,
Cl2O7, Ca(ClO4)2. (c) Mn en MnO, MnO2, Mn(OH)2, K2MnO4, KMnO4, Mn2O-. (d) O en OF2, Na2O,
Na2O2, KO2.
Solución:
(-1) (+3) (-2) (+5) (-2) (+1)(+5)(-2) (+1)(+3)(-2) (+5) (-2) (-1) (+1)(+5)(-2) (+2)(+5)(-2)
(a) (+3)
; P O ; P O ; H P O ; H P O ; P O Cl ; H P O ; Mg (P O )
P Cl
3
(b)
(c)
(d)
4
6
4
10
3
3
3
3
4
2
7
3
4 2
(+2)(+7)(-1)
(0) (+1) (-1) (+1)(+1)(-2)
(-2)
; HCl ; H Cl O ; (+1)(+5)(-2)
; (+7)
; Ca
(Cl O4 )2
Cl2
K Cl O3
Cl2 O7
(+2)(-2)(+1)
(+2)(-2) (+4)(-2)
(+1)(+6)(-2)
(+1)(+7)(-2)
(-2)
; Mn O ; Mn (O H) ; K Mn O ; K Mn O ; (+1)
Mn O
Mn2 O
2
2
4
4
2
(+2)(-1) (+1)(-2) (+1)(-1) (+1)(-1/2)
;
;
; K O
O F2 Na2 O Na2 O2
2
9. Determine cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación-reducción; en aquellas que lo
son identifique los agentes oxidante y reductor: (a) HgCl2(aq) + 2KI(aq)  HgI2(s) + 2KCl(aq);
(b) 4NH3(g) + 3O2(g)  2N2(g) + 6H2O(g); (c) CaCO3(s) + 2HNO3(aq)  Ca(NO3)2(aq) + CO2(g) +
+ H2O(l); (d) PCl3(l) + 3H2O(l)  3HCl(aq) + H3PO3(aq).
(+2) (-1)
(-1)
+ (+1)
→
2K I(aq)
Hg Cl2(aq)
(-2)
(-3)(+1)
+ 3O(0) → 2N(0) + (+1)
4N H3(g)
6 H2 O(g)
2(g)
2(g)
Solución:
(b)
(a)
(+2) (-1)
+
Hg I2(s)
(+1)(-1)
No es redox.
2K Cl(aq)
Agente oxidante (se reduce): oxígeno (pasa de O2 a H2O)
Agente reductor (se oxida): nitrógeno (pasa de NH3 a N2)
(+1)(+5)(-2)
(+2)(+5)(-2)
+
→
+ (+4)(-2)
(c) (+2)(+4)(-2)
2H N O
Ca C O
Ca (N O )
C O
3(aq)
3(s)
(d) (+3)(-1)
+ (+1)(-2)
→
P Cl
3H O
3
2
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(l)
(+1)(-1)
+
3H Cl(aq)
3 2(aq)
(+1) (+3) (-2)
H3 P O3(aq)
2(g)
+
(+1)(-2)
H2 O(l)
No es redox.
No es redox.
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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10. Use la serie de actividades para predecir si ocurrirán o no las siguientes reacciones: (a) Sn(s)
∆
2Al(s) + 3H2O(g); (c) Cu(s) + 2H+  Cu2+ +
+ Ca2+  Sn2+ + Ca(s); (b) Al2O3(s) + 3H2(g) 
→
2+
2+
+ H2(g); (d) Cu(s) + Pb  Cu + Pb(s).
Solución:
(a)
Sn(s) + Ca2+ → Sn2+(aq) + Ca(s) (No ocurre; Ca: + activo)
∆
(b) Al2O3(s) + 3H2(g) 
→
2Al(s) + 3H2O(g) (No ocurre; Al: + activo)
(c) Cu(s) + 2H+ → Cu2+ + H2(g) (No ocurre; H: + activo)
(d) Cu(s) + Pb2+ → Cu2+ + Pb(s) (No ocurre; Pb: + activo)
11. Identifique las reacciones de precipitación, ácido-base y redox: (a) H2SO4(aq) + 2KOH(aq) 
∆
2RbBr(s); (c) 2KI(aq) + F2(g)  2KF(aq) + I2(s);
 K2SO4(aq) + 2H2O(l); (b) 2Rb(s) + Br2(l) 
→
∆
∆
(d) CaO(s) + SiO2(s) 
BaO(s) +
→ CaSiO3(s); (e) S(s) + O2(g)  SO2(g); (f) BaCO3(s) 
→
∆
Hg(l) + SO2(g); (h) AgNO3(aq) + HCl(aq)  AgCl(s) +
+ CO2(g); (g) HgS(s) + O2(g) 
→
+ HNO3(aq); (i) Pb(s) + 2HBr(aq)  PbBr2(s) + H2(g); (j) 2HI(aq) + H2O2(l)  I2(s) + 2H2O(l);
(k) RbOH(aq) + HNO3(aq)  RbNO3(aq) + H2O(l); (l) N2O5(s) + H2O(l)  2HNO3(aq); (m) H2O(g) +
∆
H2(g) + CO2(g); (n) MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(s); (o) PbSO4(s) + PbS(s) 
+ CO(g) 
→
 2Pb(s) + 2SO2(g).
Solución:
(+1) (+6) (-2)
(-2) (+1)
(+6) (-2)
(-2)
(a)
+ (+1)
→ (+1)
+ (+1)
Ácido-base
H S O
2KOH
K S O
2H O
2
(b)
4(aq)
(0)
+
2Rb(s)
(0)
Br2 (l)
2
(aq)
↑io → ox.
∆

→
2
4(aq)
(l)
(+1) (-1)
Redox.
2RbBr(s)
↓io → red.
↑io → ox.
(c)
(0)
→
F2 (g)
(+1) (-1)
+
2KI(aq)
(+1) (-1)
+
2KF(aq)
(0)
Redox.
I2 (s)
↓io → red.
(d)
(+2) (-2)
(-2)
(+4) (-2)
+ (+4)
→ (+2)CaSiO
Ácido-base.
CaO(s)
SiO2(s)
3(s)
↑io → ox.
(e)
(f)
(0)
→ (+4)(-2)
Redox.
O2 (g)
SO2 (g)
(0)
+
S(s)
↓io → red.
(+2) (+4) (-2)
BaCO3(s)
∆
(+2) (-2)
(-2)
+ (+4)
Ácido-base.

→
BaO
CO ↑
(s)
2(g)
↑io → ox.
(g)
(+2) (-2)
+
Hg S(s)
(0)
→
O2 (g)
(-2)
(0)
+ (+4)
Redox.
Hg(l)
SO2 (g)
↓io → red.
(h)
(+1) (+5) (-2)
(-1)
+ (+1)
AgNO3(aq)
HCl(aq)
→
(+1) (-1)
(+5) (-2)
+ (+1)HNO
Precipitación.
AgCI(s) ↓
3(aq)
↑io → ox.
(i)
(j)
(0)
+
Pb(s)
↑io → ox.
(-1)
(+1) (-1)
+ (+1)
2HI(aq)
H2 O2(l)
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→
(+1) (-1)
2HBr(aq)
→
(+2) (-1)
+
PbBr2(s)
(0)
Redox.
H2(g)
↓io → red.
(-2)
(0)
+ (+1)
Redox.
I2(s)
2H2 O(l)
↓io → red.
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(k)
(l)
(m)
Química Básica
Química Básica
(+1) (-2) (+1)
(+5) (-2)
+ (+1)HNO
RbOH(aq)
3(aq)
(+5) (-2)
(-2)
+ (+1)
N2 O5(s)
H2 O(l)
(+1) (-2)
(-2)
+ (+2)
H2 O(g)
CO2(g)
(+5) (-2)
(-2)
→ (+1)
+ (+1)
Ácido-base.
RbNO
H O
3(aq)
2
(l)
(+5) (-2)
→ (+1)
Ácido-base.
2HNO
3(aq)
↑io → ox.
∆
(-2)
(0)
+ (+4)
Redox.

→
H
CO
2(g)
2(g)
↓io → red.
(n)
(+2) (-2)
(-2)
(-2) (+1)
+ (+1)
→ (+2)
Ácido-base.
MgO(s)
H2 O(l)
Mg(OH)2(s)
↑io → ox.
(o)
(+2) (+6) (-2)
(-2)
+ (+2)
→
PbSO4(s)
PbS(s)
↓io → red.
(-2)
(0)
+ (+4)
Redox.
2Pb(s)
2SO2(g)
12. Nombre los siguientes compuestos moleculares binarios: (a) AsF3; (b) Br2O; (c) BrF5; (d) CSe2;
(e) Cl2O7.
Solución:
(a) Trifluoruro de arsénico, fluoruro de arsénico (III), fluoruro arsenioso.
(b) Monóxido de dibromo, óxido de bromo (I), anhídrido hipobromoso.
(c) Pentafluoruro de bromo, fluoruro de bromo (V), fluoruro brómico.
(d) Diseleniuro de carbono, seleniuro de carbono (IV), seleniuro carbónico.
(e) Pentóxido de dicloro, óxido de cloro (VII), anhídrido perclórico.
13. Escriba la fórmula química de cada uno de los siguientes compuestos: (a) trióxido de diboro;
(b) pentasulfuro de dinitrógeno; (c) triyoduro de fósforo; (d) tetracloruro de azufre; (e) sulfuro de
silicio; (f) sulfuro de hidrógeno; (g) hexóxido de tetrafósforo.
Solución:
(a) B2O2; (b) N2S6; (c) PI3; (d) SCl4; (e) SiS; (f) H2S; (g) P4O6
14. Escriba las ecuaciones químicas ajustadas para cada uno de los siguientes procesos:
(a) cuando se calientan nitrógeno y oxígeno se combinan para formar óxido de nitrógeno (III);
(b) calentando una mezcla de sulfuro de plomo (II) y sulfato de plomo (II) se produce plomo metálico
y dióxido de azufre.
Solución:
3
∆
(a) N2(g) + O2(g) 
→
N2O3(l)
2
∆
(b) PbS(s) + PbSO4(s) 
→
2Pb(s) + 2SO2(g) ↑
15. ¿Cuántos moles de oxígeno pueden obtenerse por la descomposición de 10,0 g de reactivo en
cat
2KCl(s) + 3O2(g); (b) 2H2O2(aq) 
cada una de las siguientes reacciones: (a) 2KClO3(s) →
∆
 2H2O(l) + O2(g); (c) 2HgO(s) 
→ 2Hg(l) + O2(g).
Solución:
(a)
cat
2KClO3(s) →
2KCl(s)
+
3O2(g)
2 moles
2 moles
3 moles
245,10
149,10
96,0
1 mol KClO3
3 moles O2
# moles O2 = mKClO3 *
*
= 10,0 g KClO3 *
122,55 g KClO3
2 moles KClO3
1 mol KClO3
122,55 g KClO3
*
3 moles O2
2 moles KClO3
=
= 0,1224 moles O2 = 0,122 moles O2.
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SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
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(b)
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→
2H2O2(aq)
2 moles
68,03 g
# moles O2 =
10,0 g H2 O2
g H2 O2
34,02
mol H2 O2
*
2H2O(l)
2 moles
36,03 g
1 mol O2
+
= 0,14697 = 0,147 moles O2.
2 moles H2 O2
∆
2HgO(s) 
→
2Hg(l)
2 moles
2 moles
433,18 g
401,18 g
(c)
# moles O2 =
10,0 g Hg O
216,59
*
g Hg O
mol Hg O
1 mol O2
2 moles Hg O
O2(g)
1 mol
32,00 g
+
O2(g)
1 mol
32,00 g
= 0,02308 = 2,31x10-2 moles O2.
16. ¿Qué masa de Zn se necesita para desplazar 14,5 g de Cu del CuSO4.5H2O?
Zn(s)
+ CuSO4(aq) → ZnSO4(aq)
1 mol
1 mol
1 mol
65,38 g
159,61 g
161,44 g
65,38
65,38
Entonces: mZn = mCu *
= 14,5 g *
= 14,9 g Zn.
Solución:
63,55
+
Cu(s)
1 mol
63,55 g
63,55
Observación: Se necesita esta cantidad de Zn independientemente de si se trata de sulfato de
cobre anhidro o hidratado (la relación estequiométrica entre Zn y Cu es la misma en ambos casos).
17. (a) La densidad de una solución al 18,0 % de sulfato amónico, (NH4)2SO4, es 1,10 g/mL. ¿Qué
masa de (NH4)2SO4 se necesitarán para preparar 425 mL de esta solución? (b) ¿Qué volumen de
la solución de (a) contiene 90,0 g de (NH4)2SO4?
Solución:
18
18
18
g
(a) m(NH4 )2 SO4 =
* msolución =
* ρsolución * Vsolución =
* 1,10
* 4,25 mL = 84,2 g de
100
100
100
mL
(NH4)2SO4.
(b) % (NH4 ) SO4 =
2
m�NH � SO
4 2
4
msolución
* 100 =
m�NH � SO
4 2
4
ρsolución * Vsolución
m�NH � SO
* 100 = % (NH4 ) SO44 2
2
100
4
= 18
* ρsolución
100
90,0 g
* 1,10
g
mL
= 455 mL
de solución.
18. La disolución ordinaria de ácido fluorhídrico, HF, es del 49 % en HF y tiene una densidad relativa
de 1,17. ¿Cuál es la molaridad de la solución?
BC = 100 g solución → hay 49 g HF → nHF =
Solución:
Entonces: Vsolución =
M=
nHF
Vsolución(L)
=
msolución
ρsolución
2,449 moles
=
L
85,47mL * 10-3
mL
100 g
1,17
g
mL
mHF
PFHF
=
49 g
20,01
g
mol
= 2,449 moles HF.
= 85,47 mL. Por tanto:
= 28,65
moles
L
= 29 M.
19. Calcule la molaridad resultante cuando 145 mL de una solución de H2SO4 6,00 M se mezclan
con 245 mL de H2SO4 3,00 M.
Solución:
M=
nT
VT
n + n2
= 1
VT
=
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M1 * V1 + M2 * V2
V1 + V2
=
(6,00 M) ∗ (0,145 L) + (3,00 M) * (0,245 L)
(0,145 L + 0,245 L)
= 4,12 M.
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
20. Una muestra impura de Na2CO3 sólido se dejó reaccionar con HCl 0,1225 M según la siguiente
reacción: Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + CO2 + H2O. Una muestra de 0,1337 g de carbonato sódico
necesitó 15,55 mL de disolución de HCl. ¿Cuál es la pureza del carbonato sódico?
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
1 mol
2 moles
105,99 g
72,92 g
¿Pureza? 0,1225 M
15,55 mL
1
1
1
De las relaciones estequiom{etricas: nNa2 CO3 = nHCl = * (MHCl * VHCl ) = * (0,1225 M) *
Solución:
* �15,55 mL x 10-3
L
mL
2
2
� = 9,524x10-4 moles Na2CO3.
g
mNa2 CO3 = nNa2 CO3 * PFNa2 CO3 = 9,524x10-4 moles * 105,99
Entonces: % pureza =
mNa CO puro
2
3
mNa CO impuro
2
0,1009
* 100 =
0,1337
3
2
= 0,1009 g Na2CO3 puro.
mol
* 100 = 75,50 %.
21. El ácido benzoico, C6H5COOH, se usa a veces para la estandarización de soluciones de bases.
Una muestra de 1,922 g del ácido reacciona con 29,47 mL de una solución de NaOH. ¿Cuál es la
molaridad de la disolución de base?
Solución:
PFHBz = PFC7 H6 O2 = 7 * (12,01) + 6 * (1,01) + 2 * (16,00) = 122,13
entonces: nAcBz =
mAcBz
PFAcBz
=
1,922 g
122,13
g
mol
g
mol
= PFHBz,
= 1,574x10-2 moles. Como el HBz es monoprótico y la soda
caústica monohidroxílica: HBz + NaOH → NaBz + H2O; na = nb  nHBz = nNaOH  nNaOH = nHBz =
= 1,574x10-2 moles = Mb * Vb  Mb =
1,574×10-2 moles
29,47 mL * 10-3
L
mL
= 0,534 M = MNaOH.
22. La disolución de ácido clorhídrico concentrado es del 37 % de HCl y tiene una densidad de 1,39
g/mL. Se prepara una disolución diluida de HCl diluyendo con agua 2,00 mL de esta solución de
HCl concentrado hasta 100,0 mL. Luego, 10,0 mL de esta solución diluida reacciona con una
solución de AgNO3 según la siguiente reacción: HCl(aq) + AgNO3(aq)  HNO3(aq) + AgCl(s). ¿Cuántos
mL de disolución de AgNO3 0,108 M se necesitarán para precipitar todo cloruro como AgCl?
Solución:
¿Mc?
H2O
¿V?
2 mL
HCl(c) 37 %
ρ = 1,39 g/mL
100 mL
AgNO3
0,108 M
10 mL
¿Md?
3
2
Dilución
1
Reacción de
precipitación
Concentración
Tenemos 3 problemas en 1:
(1) Determinar la molaridad del ácido concentrado conociendo su pureza y su densidad  Mc.
(2) Dilución de 2 mL de HCl(c) hasta 100 mL de HCl diluido  Md.
(3) Valoración arguntométrica o arguntometría (Rx de precipitación)  VAgNO3 .
Resolvemos:
37
m
37 g
(1) BC = 100 g de HCl(c)  mHCl puro = 100 g * � � = 37 g HCl puro nHCl puro = HCl =
= 1,0151 moles HCl puro, y como M = =
100
nHCl puro
Vsolución (L)
nHCl puro
 M = msolución =
ρsolución
PFHCl
1,0151 moles
100 g
-3 L
g * 10 mL
mol
(1 + 35,45)
g
mol
= 14,1099 M =
1,39
= MHCl(c) = Mc.
V
2 mL
(2) Dilución: Mc * Vc = Md * Vd  Md = Mc * c = 14,1099 M *
= 0,2822 M = MHCl(dil) = Md.
Vd
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100 mL
SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
(3) Valoración:
AgNO3(aq)
+
HCl(aq)
1 mol
→
AgCl(s)↓
1 mol
+
HNO3(aq)
1 mol
1 mol
De acuerdo a las relaciones estequiométricas (mol a mol): nAgNO3 = nHCl; por tanto: MAgNO3 * VAgNO3
= MHCl * VHCl → VAgNO3 =
MHCl * VHCl
MAgNO
=
0,2822 M * 10 mL
0,108 M
3
= 26,13 mL = VAgNO3 .
23. El cloruro de hierro (II), FeCl2, reacciona con amoníaco, NH3, y agua, H2O, para producir
hidróxido de hierro (II), Fe(OH)2, y cloruro amónico, NH4Cl. (a) Escriba la ecuación balanceada para
esta reacción. (b) Mezclamos 78,5 g de FeCl2, 25,0 g de NH3 y 25,09 g de agua, que luego
reaccionan tan completamente como es posible. ¿Cuál es el reactivo limitante? (c) ¿Cuántos
gramos de cloruro amónico, NH4Cl, se forman?
Solución:
(a)
FeCl2(aq)+
(b)
2NH3(g)
+
2H2O(l)
→ Fe(OH)2(s)↓
+
2NH4Cl(aq)
1 mol
2 moles
2 moles
1 mol
2 moles
126,75
34,06
36,03
89,86
106,98
78,5 g
25,0 g
25,0 g
Comparamos los reactivos 2 a 2 a fin de hallar el R.L:
FeCl2 y NH3: suponemos FeCl2 = R.L  mNH3 necesario = 78,5 g *
34,06 g
126,75 g
= 21,09 g NH3 (necesito) <
< 25 g (tengo)  sí alcanza  suposición correcta: FeCl2 es el reactivo limitante.
FeCl2 y H2O: suponemos FeCl2 = R.L  mH2 O necesario = 78,5 g *
36,03 g
126,75 g
= 22,31 g H2O (necesito) <
< 25 g (tengo)  sí alcanza  suposición correcta: FeCl2 es el reactivo limitante.
106,98 g
106,98 g
(c) mNH4 Cl = mFeCl2 *
= 78,5 g *
= 66,3 g NH4Cl.
126,75 g
126,75 g
24. En un experimento, 272 g de fósforo, P4, reaccionaron con exceso de oxígeno para formar
decaóxido de tetrafósforo, P4O10, con un rendimiento del 89,5 %. En la segunda etapa de la reacción
se obtuvo un rendimiento de H3PO4 del 97,8 %. (a) Escriba las ecuaciones ajustadas para estas
dos etapas de reacción. (b) ¿Qué masa de H3PO4 se obtuvo?
Solución:
(a)
P4(s)
+
89,5 %
⟶
5O2(g)
1 mol
5 moles
123,90
159,99
P4O10(s)
1 mol
283,89
272
P4O10(s)
(1)
x
+
97,8 %
⟶
6H2O(l)
1 mol
6 moles
283,89
108,09
4H3PO4
4 moles
391,98
x
(b) En (1): x = mP4 O10 = 272 g *
(2)
y
283,89
*
89,5
= 557,79 g P4O10.
123,90 100
391,98 97,8
(c) En (2): y = mH3 PO4 = 557,79 g *
283,89
*
100
= = 753,223 g H3PO4 = 753 g H3PO4.
25. La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran preocupación entre los
científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO) que
proviene de las emisiones de los aviones a propulsión a alturas elevadas. La reacción es: O3 + NO
 O2 + NO2. (a) Si 0,740 g de ozono reaccionan con 0,670 g de NO, ¿cuántos gramos de NO2 se
producirán? (b) Calcule el número de moles del reactivo en exceso que se recupera al final de la
reacción.
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SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS
Universidad de Piura
Química Básica
Química Básica
O3
+
NO
→
O2
+
NO2
1 mol
1 mol
48,00 g
30,00 g
32,00 g
46,00 g
0,740 g
0,670 g
30
(a) RL: suponemos O3: mNO necesario = 0,740 * = 0,4625 g NO (necesito) << 0,670 g NO (tengo)
Solución:
48
 Sí alcanza  Suposición correcta: O3 es el RL. Por tanto: mNO2 = 0,740 g *
(b) nNO exceso = ninic - nRx =
minic - mRx
PFNO
=
0,670 g - 0,4625 g
30
g
mol
46
48
= 0,709 g NO2.
= 6,9x10-3 moles NO.
26. El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide
que las moléculas del caucho se separen cuando éste se estira. Se prepara mediante el
calentamiento del azufre en una atmósfera con cloro: S8(l) + 4Cl2(g)  4S2Cl2(l). (a) ¿Cuál es el
rendimiento teórico del S2Cl2 en gramos cuando 4,06 g de S8 se calientan con 6,24 g de Cl2? (b) Si
el rendimiento real de es de 6,55 g ¿cuál es el porcentaje de rendimiento?
S8(l)
+
4Cl2(g)
→
4S2Cl2(l)
1 mol
4 moles
4 moles
256,52 g
283,62 g
540,14 g
4,06 g
6,24 g
283,62 g
(a) RL: Suposición: S8 es el RL → mCl2 necesario = 4,06 *
= 4,49 g Cl2 (necesito) < 6,24 (tengo)
Solución:
256,52 g
 Sí alcanza  Suposición correcta: S8 es el RL; por tanto: mS2 Cl2 = 4,06 *
(b) %R =
Rr
Rt
* 100 =
6,55 g
8,55 g
540,14 g
256,52 g
= 8,55 g S2Cl2.
* 100 = 76,6 %.
27. Cierto óxido metálico tiene la fórmula MO, en donde M representa el metal. Una muestra de
39,46 g del compuesto se calienta fuertemente bajo una atmósfera de hidrógeno, para eliminar el
oxígeno en forma de moléculas de agua. Al final quedan 31,70 g del metal. Si el oxígeno tiene una
masa atómica de 16,00 uma, calcule la masa atómica de M e identifique el elemento.
Solución:
Compuesto: MO; mM = 31,70 g; mMO = 39,46 g  mO = mMO - mM = 39,46 g – 31,70 g
m
m
7,76 g O
m
31,70 g
= 7,76 g O → nM = H ; nO = O =
= 0,485 moles O; y como nH = nO  PAM = M =
=
= 65,4
g
mol
PAM
= PAM→ Zinc.
PAO
16
nM
0,485 g
28. La aspirina o ácido acetilsalicílico se sintetiza mediante la reacción del ácido salicílico con el
anhídrido acético:
C7H6O3
+
C4H6O3

C9H8O4
+
C2H4O2.
ácido salicílico
anhídrido acético
aspirina
ácido acético
(a) ¿Cuánto ácido salicílico se necesita para producir 0,400 g de aspirina (aproximadamente el
contenido de una tableta), en caso de que el anhídrido acético esté en exceso? (b) Calcule la
cantidad de ácido salicílico necesaria si sólo el 74,9 % de ácido salicílico se convierte en aspirina.
(c) En un experimento, 9,26 g de ácido salicílico se hicieron reaccionar con 8,54 g de anhídrido
acético. Calcule el rendimiento teórico de aspirina y el porcentaje de rendimiento si sólo se producen
10,9 g de aspirina.
C7H6O3 + C4H6O3 →
C9H8O4 +
1 mol
1 mol
1 mol
138,12 g
102,09 g
180,57 g
x
0,400 g
9,26 g
8,54 g
138,12 g
(a) mC7 H6 O3 = 0,400 g *
= 0,306 g C7H6O3.
Solución:
(b) m'C7 H6 O3 =
mC7 H O
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6 3
74,9
100
=
180,57 g
0,306 g
0,749
C2H4O2
1 mol
60,05 g
(a)
(b)
= 0,408 g C7H6O3.
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Química Básica
(c) RL: Suposición: C7H6O3 es el RL  mC4 H6 O3 necesario = 9,26 *
102,09 g
138,12 g
= 6,844 g C4H6O3 (necesito)
< < 8,54 (tengo)  Sí alcanza  Suposición correcta: C7H6O3 es el RL; por tanto: mC9 H8 O4 =
= n = 9,26 *
180,57 g
138,12 g
Página 150 de 150
= 12,1 g C9H8O4 = Rt  %R =
Rr
Rt
* 100 =
10,9 g
12,1 g
* 100 = 90,1 %.
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