Fundamentos De Quimica

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B lo q u e /(e le m e n to s de transición internos)

B loque d (m etales d e transición)

18 VIIIA 2

B loque s

10 VIII

11 IB

12 IIB

16 VIA

17 VIIA

He

13 IIIA 5 B

14 IVA 6 C

15 VA 7

8

9

N

O

F

10 Ne

10.81 boro

12.01

carbono

14.01 nitrógeno

16.00 oxígeno

19.00 flúor

20.18 neón

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 C1

Ar

26.98 aluminio

28.09 silicio

30.97 fósforo

32.07 azufre

35.45 cloro

39.95 argón

32

4.00 helio

18

28

29

30

Ni

Cu

Zn

31 Ga

Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

58.69 níquel

63.55 cobre

65.39 zinc

69.72 galio

72.61 germanio

74.92 arsénico

78.96 selenio

79.90 bromo

83.80 criptón

46 Pd

47 Ag

48

49

50

52

Cd

In

Sn

51 Sb

Te

53 I

54 Xe

106.42 paladio

107.87 plata

112.41 cadmio

114.82 indio

118.71 estaño

121.76 antimonio

127.60 telurio

126.90 yodo

131.29 xenón

78

79

80

81

82

83

84

85

86

Pt

Au

Hg

TI

Pb

Bi

Po

At

Rn

195.08 platino

196.97 oro

200.59 mercurio

204.38 talio

207.2 plomo

208.98 bismuto

(209) polomo

( 210 ) astato

(222) radón

110

111

112

Ds

Rg

**

114 **

(277)

(285)

(269) (272) darmstadio roentgenio

64

65

Gd

Tb

157.25 gadolinio

158.93 terbio

68

116 t

■

66

67

Dy 162.50 disprosio

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

164.93 holmio

167.26 erbio

168.93 tulio

173.04 iterbio

174.97 lutedo 103

69

70

71

96

97

98

99

100

10 1

10 2

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

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benjue^o

(251). californio

(252) einstenio

(257) fermio

(258) mendelevio

(259) nobelio

(262) laurendo

(247) cuno

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Fundamentos de Química

Fundamentos de Química QUINTA EDICIÓN

St. Louis Community College - Meramec

www.medilibros.com Traducción:

Héctor Javier Escalona y García Traductor profesional R ev isió n técnica:

Abigail González Peña Asesora técnica Preparatoria Abierta en el Estado de México Adaptación:

Leticia López Cuevas Universidad Nacional Autónoma de México Profesora de Química Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey Campus Ciudad de México

PEARSON

RALPH A. BURNS Quinta edición Pearson Educación, México, 2011 ISBN: 978-607-32-0683-9 Area: Bachillerato/Ciencias Formato: 20 X 25.5 cm

Páginas 776

Authorized adptation from the English languge entitled Fundamentáis of Chemistry, 4th edition, by Ralph A. Burns publised by Pearson Education, inc., publising as PRENTICE HALL, INC., Copyright © 2002. All rights reserved. ISBN 0-13-033719-6 Adaptación autorizada de la edición en idioma inglés, titulada: Fundamentáis o f Chemistry, 4a edición, por Ralph A. Burns, publicada por Pearson Education, Inc., publicada como PRENTICE HALL, INC., Copyright ©2003. Todos los derechos reservados. Edición en inglés Sénior Editor: Kent Porter Hamann Editor-in-Chief, Physical Sciences: John Challice Vice President of Production and Manufacturing: David W. Riccardi Executive Managing Editor: Kathleen Schiaparelli Assistant Managing Editor: Beth Sweeten Sénior Marketing Manager: Steve Sartori Assistant Managing Editor, Science Media: Nicole Bush Assistant Managing Editor, Science Supplements: Dinah Thong Media Editor: Paul Draper Project Manager: Kristen Kaiser Director of Creative Services: Paul Belfanti Director of Design: Carole Anson Managing Editor, Audio/Video Assets: Grace Hazeldine Art Editor: Tom Benfatti Art Director: Joseph Sengotta/Maureen Eide Interior Design: Maureen Eide Manufacturing Manager: Trudy Pisciotti Assistant Manufacturing Manager: Michael Bell Photo Researcher: Christine Pullo Photo Editor: Carolyn Gauntt Art Studio: Artworks Sénior Manager: Patricia Burns Production Manager: Ronda Whitson Manager, Production Technologies: Matthew Haas Project Coordinator: Connie Long Illustrators: Royce Copenheaver, Jay McElroy, Mark Landis Art Quality Assurance: Timothy Nguyen, Stacy Smith, Pamela Taylor Editorial Assistants: Nancy Bauer, Jacquelyn Howard Production Supervision/Composition: Lithokraft II

Esta edición en español es la única autorizada.

Edición en español Dirección general: Laura Koestinger Dirección K-12: Santiago Gutiérrez Gerencia editorial: Rodrigo Bengochea Coordinación editorial: Gloria Morales Coordinación de arte y diseño: Asbel Ramírez Asesoría y revisión pedagógica: Verónica Valdés Edición sponsor: Enrique Quintanar e-mail: enrique .quintanar@pearson .com Edición de desarrollo: Zoraida Reyes Supervisión de arte y diseño: Mónica Galván Diseño de interiores y portada: RGB design Diagramación: RGB design Dirección K-12 Latinoamérica: Eduardo Guzmán Barros Gerencia editorial Latinoamérica: Clara Andrade QUINTA EDICIÓN, 2011 D. R. © 2011 por Pearson Educación de México, S.A. de C.V. Atlacomulco No. 500-5° piso Col. Industrial Atoto 53519, Naucalpan de Juárez, Edo. de México Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana Reg. Núm. 1031

ISBN LIBRO IMPRESO: 978-607-32-0683-9 ISBN E-BOOK: 978-607-32-0684-6 ISBN E-CHAPTER: 978-607-32-0685-3 Impreso en México. Printed in México. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 - 14 13 12 11 www.pearsoneducacion .net

PEARSON

Contenido sinóptico Prefacio xvii Guía para el uso del texto xxiii Carta para el alumno xxix 1

La química está en todas partes 1

2

Materia y energía 12

3

Mediciones fundamentales 35

4

Elementos, átomos y la tabla periódica 76

5

Estructura atómica: iones y átomos

6

Nombres, fórmulas y usos de los compuestos inorgánicos 154

7

Propiedades periódicas de los elem entos 184

8

Enlaces químicos 213

9

Cantidades químicas 249

10

Reacciones químicas 276

11

Estequiometría: cálculos con base en ecuaciones químicas 312

12

Gases 338

13

Líquidos y sólidos 376

14

Soluciones 407

15

Velocidades de reacción y equilibrio químico 437

16

Ácidos y bases 469

114

17 Oxidación y reducción 507 18

Fundamentos de química nuclear 539

19

Química orgánica 577

20

Bioquímica 624

APÉNDICE A

C o n ve rsio n e s entre los sistem as m étrico y anglosajón y algunas constantes físicas 656

APÉNDICE B

O p e ra c io n e s algebraicas b ásicas 657

APÉNDICE C

Uso de la notación exponencial 660

APÉNDICE D

Uso de factores de conversión para resolver problem as 664

APÉNDICE E

G lo sa rio 671

APÉNDICE F

S o lu cio n es de los e je rcicio s y respuestas a los problem as im pares 684

Créditos de fotografías 718 r

Índice 721

vil

Contenido

Prefacio xvii Guía para el uso del texto xxiii Carta para el alumno xxix

1

La química está en todas partes 1 La química en nuestro mundo 2 La química en acción La química es parte de nuestro estilo de vida 4 Un enfoque científico de la resolución de problemas 4 De la hipótesis a la teoría: el método científico 6 En busca de respuestas: investigación básica y aplicada 7 La química en nuestro m undo La química y el buceo en aguas profundas 8 Química: una ciencia fundamental en tu educación 8 Resumen del capítulo 9 Evalúa u comprensión 10 Términos dave 10 Problemas 10 Estudiantes en acción 11

2

Materia y energía 12

2.8 2.9

3

Materia 13 La materia tiene estados 14 Elementos y compuestos 17 Sustancias puras y mezclas 19 Propiedades y cambios físicos y químicos 20 Una mirada cercana Propiedades del azufre 23 Ley de conservación de la masa 24 Rostros de la química La química se convierte en ciencia cuantitativa 24 Energía y cambio químico 25 La química en nuestro m undo ¿Dónde quedó la materia: magia o ciencia? 25 La química en nuestro m undo Fotosíntesis y metabolismo 27 Ley de conservación de la energía 28 Conversión de materia en energía 29 Resumen á l apítulo 29 Evalúa u comprensión 30 Términos dave 30 Problemas 30 Estudiantes en acción 33

Mediciones fundamentales 35 3.1 3.2 3.3

Unidades métricas y SI 36 Medición métrica de la longitud y aproximaciones Factores de conversión y análisis dimensional 40

38

3.4 3.5 3.6 3.7 3.8 3.9

3.10 3.11 3.12

4

Medición métrica del volumen y conversiones 43 Medición métrica de la masa y conversiones 46 Conversión entre unidades métricas y anglosajonas 49 La incertidumbre en las mediciones 50 Cifras significativas 51 Notación científica 56 Una mirada cercana Conteo de millones y milesde millones 58 Una mirada cercana ¿Cuánto es una parte por mil millones? 59 Densidad y densidad relativa 60 Medición de la temperatura 63 Temperatura y energía calorífica 66 Resumen á l apítulo 69 Evalúa u comprensión 69 Términos dave 70 Problemas 70 Estudiantes en acción 74

Elementos, átomos y la tabla periódica 76 Elementos: teoría antigua y moderna 77 Una mirada cercana Descrubimiento del darmstadtio 77 Nombres y símbolos 78 Elementos abundantes y elementos raros 81 La tabla periódica de los elementos 82 Propiedades físicas de los elementos 86 Átomos: de Demócrito a Dalton 88 Una mirada cercana Comprobación experimental 89 La teoría atómica de Dalton 90 Átomos y partículas subatómicas 94 Isótopos 98 Masas atómicas de los elementos 100 Cóm o contar con moles 102 Masas molares y fórmulas químicas: una introducción 105 Resumen á l apítulo 107 Evalúa u omprensión 108 Términos dave 108 Problemas 108 Estudiantes en acción 112

5

Estructura atómica: iones y átomos 114 5.1 5.2

5.3 5.4

Descubrimiento de la estructura atómica 115 Rostros de la química Los Curie 119 El espectro electromagnético 121 La química en nuestro m undo Nuestra capa atmosférica de ozono y la radiación UV 123 La química en nuestro m undo Filtros solares y bloqueadores solares 124 La química en acción Espectrofotómetros de infrarrojo (IR) 125 Electrones excitados y espectros 126 La química en nuestro m undo Fuegos artificiales y colores de flama 127 Los electrones en los átomos 128

La química en nuestro mundo ¿De qué estan hechas las partículas subatómicas? 129 Rostros de la química Niels Bohr 130 5.5 Modelo mecánico cuántico del átomo 132 Una mirada cercana El principio de incertidumbre 135 5.6 Niveles energéticos de los electrones 136 5.7 Electrones de valencia y símbolos de Lewis 137 Rostros de la química Gilbert N. Lewis 138 Estructura electrónica: conceptos adicionales optativos 5.8 Subniveles de energía y orbitales 139 5.9 Subniveles energéticos y la tabla periódica 142 5.10 Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales 144 Resumen á l apítulo 149 Evalúa u comprensión 150 Términos dave 150 Problemas 150 Estudiantes en acción 152

6

Nombres, fórmulas y usos de los compuestos inorgánicos 154

6.9 6.10

Iones monoatómicos 155 Iones poliatómicos 158 Nombres y fórmulas de los compuestos iónicos 159 Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas 162 Cómo saber el nombre de un compuesto iónico a partir de su fórmula 164 Nombres y fórmulas de compuestos binarios de no metales 165 La química en nuestro m undo Óxido nítrico, memoria y envejecimiento 166 Número de oxidación de los átomos en los compuestos poliatómicos 167 Nomenclatura de los ácidos y sus sales 169 La química en nuestro m undo El nitrito de sodio visto de cerca 172 Hidratos 174 Algunas sustancias químicas y sus usos 175 La química en nuestro m undo Com puestos de aluminio: ¿dañinos o benéficos? 178 Resumen á l apítulo 178 Evalúa u comprensión 179 Términos dave 179 Problemas 179 Estudiantes en acción 182

Propiedades periódicas de los elementos 184 7.1 7.2 7.3 7.4 7.5 7.6 7.7

Orden a partir del caos: descubrimientos sobre la periodicidad 185 La tabla periódica en nuestros días 186 Tamaño atómico y tamaño iónico 189 Energía de ionización 192 Tendencias de los puntos de fusión y de ebullición 193 Tendencias de la densidad y la conductividad 195 Examen de los elementos por grupos 197 La química en nuestro m undo El desarrollo y la caracterización del grafeno los hizo acredores al Premio Nobel de Física 2010 200

7.8 7.9

8

Metales de transición 205 Metales de transición interna 207 Resumen á l apítulo 208 Evalúa u comprensión 209 Términos dave 209 Problemas 209 Estudiantes en acción 211

Enlaces químicos 213

8.8

8.9 8.10 8.11 8.12 8.13 8.14

Enlaces iónicos 214 Enlaces covalentes 218 Electronegatividad 220 Enlaces covalentes polares 221 Enlaces metálicos 223 Conductividad, solubilidad y otros indicios de los enlaces químicos 224 Cómo escribir fórmulas de Lewis 227 La química en nuestro mundo Dióxido de carbono y monóxido de carbono 229 Formas moleculares: modelos de globos y repulsión de pares de electrones 231 La química en nuestro m undo Reacciones fotoquímicas y destrucción de la capa de ozono 232 Agua: una molécula no lineal 234 Amoniaco: una molécula piramidal trigonal 235 Iones amonio y enlaces covalentes coordinados 236 Metano: una molécula tetraédrica 238 Estructuras moleculares y la tabla periódica 239 Puentes de hidrógeno 242 Resumen del capítulo 243 Evalúa tu comprensión 244 Términos dave 244 Problemas 244 Estudiantes en acción 246

Cantidades químicas 249 9.1 9.2 9.3 9.4 9.5 9.6 9.7 9.8 9.9

Pesos formulares y pesos moleculares 250 Moles y masas molares 250 Una mirada cercana ¿De qué tamaño es el número de Avogadro? 253 Cálculos de composición 254 Conversiones entre masa y moles 257 Cálculos con el número de Avogadro 258 Molaridad 262 Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares 265 Cómo determinar fórmulas empíricas 266 Cómo determinar fórmulas moleculares 269 Resumen á l apítulo 270 Evalúa u comprensión 271 Términos dave 271 Problemas 271 Estudiantes en acción 274

10

R e a c c i o n e s q u í m i c a s 276 Reacciones químicas y ecuaciones químicas 277 Lo que nos dicen las ecuaciones químicas balanceadas 278 Cómo escribir y balancear ecuaciones químicas 280 Clasificación de las reacciones 286 Combustión 287 La química en nuestro mundo ¿A quién le corresponde disminuir los gases de efecto invernadero? 288 Reacciones de síntesis (combinación) 289 Reacciones de descomposición 290 Reacciones de los metales 293 Reacciones de los no metales 298 Reacciones de doble sustitución 299 Ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas 302 La química en nuestro mundo Reacciones químicas en las grutas de piedra caliza 303 10.12 Neutralización: una reacción de doble sustitución 303 Resumen á l capítulo 304 Evalúa u comprensión 305 Términos dave 305 Problemas 305 Estudiantes en acción 309

E s t e q u io m e t r ía : c á l c u l o s c o n b a s e e n e c u a c i o n e s q u í m i c a s 312 11.1 11.2 11.3 11.4 11.5 11.6 11.7

12

Razones molares a partir de ecuaciones químicas 313 Cálculos de mol a mol 314 Cálculos con moles y masas 316 Cálculos con soluciones molares 319 Cálculos de reactivo limitante 321 Rendimiento porcentual 323 Cambios de energía en las reacciones químicas 325 Resumen á l capítulo 329 Evalúa u comprensión 330 Términos clave 330 Problemas 330 Estudiantes en acción 333

G ases 338 12.1 12.2 12.3 12.4 12.5 12.6 12.7 12.8 12.9

La atmósfera 339 Teoría cinética molecular 339 Una mirada cercana Unidades de presión de un gas 342 Presión atmosférica 343 Ley de Boyle: presión y volumen de los gases 344 Ley de Charles: volumen y temperatura de los gases 348 Ley de Gay-Lussac: presión y temperatura de los gases 351 La química en nuestro mundo Tanques de gas para buceo profundo 354 Temperatura y presión normales 355 Ley combinada de los gases 356 Ley de Avogadro: volumen y moles de gases 357

12.10 12.11 12.12 12.13

13

Volumen molar y densidad de gases a TPE 358 Ley del gas ideal 360 Ley de Dalton de las presiones parciales 362 Estequiometría de gases: una visión integral 365 Resumen á l capítulo 368 Evalúa u comprensión 369 Términos dave 370 Problemas 370 Estudiantes en acción 374

L íq u id o s y s ó lid o s 3 7 6 Gases, líquidos y sólidos: algunas generalizaciones 377 Fuerzas interiónicas e intermoleculares 379 El estado líquido 383 Vaporización y condensación 385 El estado sólido 390 Fusión y congelación 394 Curvas de calentamiento y enfriamiento 396 Agua: un líquido fuera de lo común 397 La química en nuestro mundo Congelación... ¿de qué y para qué? 398 Resumen á l capítulo 401 Evalúa u comprensión 402 Términos dave 402 Problemas 402 Estudiantes en acción 405

14

S o lu c io n e s 4 0 7 ¿Qué es una solución? 408 Terminología de solubilidad 410 Solubilidad de los compuestos iónicos 411 Solubilidad de los compuestos covalentes 413 Equilibrios de solubilidad 415 Efectos de la presión y la temperatura en la solubilidad 416 Expresiones de la concentración de las soluciones 419 La química en nuestro mundo Límites de metales pesados en el agua 424 Propiedades coligativas de las soluciones 425 Coloides 426 Ósmosis y diálisis (opcional) 428 Resumen del capítulo 431 Evalúa tu comprensión 432 Términos clave 432 Problemas 432 Estudiantes en acción 436

15

V e lo c id a d e s d e r e a c c ió n y e q u ilib r io q u ím ic o 4 3 7 15.1 15.2

15.3

Velocidades de reacción: teoría de colisiones 438 Factores que gobiernan las velocidades de reacción 442 La química en nuestro mundo Temperaturas corporales 443 La química en acción Mecanismos de reacción 445 La química en acción La importancia de los catalizadores 448 Reacciones reversibles y equilibrio 449

15.4 15.5 15.6

16

Principio de Le Chatelier 453 La química en acción Síntesis de amoniaco 455 Efecto de un catalizador en un sistema 458 Expresión de la constante de equilibrio 459 Resumen del capítulo 462 Evalúa tu comprensión 462 Términos clave 463 Problemas 463 Estudiantes en acción 466

r

Á c i d o s y b a s e s 4 69 16.1 16.2

Ácidos y bases: teoría de Arrhenius 470 Ácidos fuertes y débiles 473 La química en acción Ácido sulfúrico 475 16.3 Bases fuertes y débiles 476 16.4 Reacciones de los ácidos 477 La química en nuestro mundo Lluvia ácida 479 La química en nuestro mundo ¿Hay ácido en tu pan? 480 16.5 Reacciones de las bases 480 La química en nuestro mundo Química de los antiácidos 482 16.6 Definiciones de ácidos y bases de Br 0nsted-Lowry 483 16.7 Definiciones de ácidos y bases de Lewis 485 16.8 Autoionización del agua 487 16.9 La escala de pH 488 16.10 Hidrólisis: sales en agua 496 16.11 Amortiguadores: regulación del pH 497 La química en nuestro mundo Acidez y la caries dental 498 16.12 Titulaciones ácido-base 499 Resumen del capítulo 500 Evalúa tu comprensión 501 Términos dave 501 Problemas 502 Estudiantes en acción 505

O x id a c ió n y r e d u c c ió n 50 7 17.1 17.2 17.3 17.4

17.5

17.6 17.7

Números de oxidación: repaso 509 Oxidación y propiedades químicas del oxígeno 509 La química en nuestro mundo Oxígeno 51 1 Reducción y propiedades químicas del hidrógeno 513 Una mirada cercana Hidrógeno 514 Algunos agentes oxidantes importantes 516 La química en acción Peróxido de hidrógeno 519 La química en nuestro mundo Antisépticos y desinfectantes 520 Algunos agentes reductores importantes 520 La química en nuestro mundo Oscurecimiento de la plata 521 La química en acción Fotografía 522 Medias reacciones de oxidación y reducción 523 Celdas electrolíticas 525

17.8

Celdas voltaicas 528 Una mirada cercana Corrosión 530 Resumen á l capítulo 533 Evalúa u comprensión 533 Términos dave 534 Problemas 534 Estudiantes en acción 537

Fundamentos de química nuclear 539 Radiactividad natural 540 Vida media 544 Cómo se mide la radiación: unidades 546 Detectores de radiación 547 Radiación de fondo 548 La química en nuestro m undo El radón-222 en la vida diaria 550 Transmutaciones artificiales 551 Radiactividad inducida 552 La química en acción Exámenes por tomografía de emisión de positrones (TEP) 555

Usos prácticos de algunos radioisótopos 556 La química en acción Fechado del manto de Turín 561 Fisión nuclear: dividir átomos 561 Centrales nucleoeléctricas 566 Una mirada cercana Desechos nucleares: ¿qué hacer con ellos? 568 18.11 Fusión nuclear 569 Una mirada cercana Energía nuclear 570 Resumen á l capítulo 571 Evalúa u comprensión 572 Términos dave 572 Problemas 573 Estudiantes en acción 575

19

Química orgánica 577 Propiedades generales de las sustancias orgánicas e inorgánicas 578 Alcanos: los hidrocarburos saturados 579 Uso de fórmulas estructurales 585 Un lenguaje universal: nomenclatura de la IUPAC 586 La química en acción Metano: un gas de efecto invernadero muy potente 590 Alquenos y alquinos: hidrocarburos insaturados 592 La química en nuestro m undo Dos polietilenos 599 Hidrocarburos aromáticos 599 Alcoholes 602 La química en nuestro m undo Alcohol etílico 606 19.8 Fenoles 608 19.9 Éteres 608 19.10 Aldehídos y cetonas 609 19.11 Ácidos carboxílicos y ésteres 612 19.12 Aminas y amidas 615 Resumen á l capítulo 617 Evalúa u co mprensión 618 Términos dave 618 Problemas 618 Estudiantes en acción 622

20

B i o q u í m i c a 624 20.1 20.2 20.3 20.4 20.5

Carbohidratos 625 Lípidos 631 La química en nuestro mundo Proyecto Mielina 634 Aminoácidos y proteínas 635 Ácidos nucleicos 640 La química en nuestro mundo Ingeniería genética 644 Algunas vitaminas y hormonas 645 Resumen á l capítulo 652 Evalúa u comprensión 652 Términos dave 652 Problemas 653 Estudiantes en acción 654

APÉNDICE

A

C o n v e r sio n e s e n tr e lo s s is te m a s m é tr ic o y a n g lo sa jó n y a lg u n a s c o n s ta n te s fís ic a s 656

APÉNDICE

B

O p e r a c io n e s a lg eb ra ica s b á sic a s 657

APÉNDICE

C

U so d e la n o ta c ió n e x p o n e n c ia l 6 6 0

APÉNDICE

D

U so d e fa c to r e s d e co n v e r sió n para re so lv e r p ro b le m a s 6 6 4

APÉNDICE

E

G losario 671

APÉNDICE

F

S o lu cio n es d e lo s ejercicio s y r e sp u esta s a lo s p ro b lem a s im p ares 684 C réd ito s d e fo to g ra fía s 718 Ín d ice 721

Prefacio

Para el profesor La amplia aceptación y el éxito de la cuarta edición de este texto han aportado el ímpetu para introducir refinamientos y modificaciones cuyo propósito es aumentar el atractivo y la eficacia de la obra. Un texto de éxito es, por definición, una obra en evolución. Debemos un especial agradecimiento a todos los usuarios y revisores que han aportado útiles sugerencias, gracias a las cuales esta nueva edición podrá cubrir las necesidades de la población estudiantil de hoy. Este texto ha sido preparado especialmente para los estudiantes que saben poco 0 nada de química. Está dirigido a la amplia diversidad de estudiantes que se están preparando para cursos posteriores de química y de otras ciencias. También es útil para quienes se preparan para seguir programas de enfermería, relacionados con la salud o técnicos, así como para alumnos de diversas disciplinas que toman el curso con fines de educación general. Si bien la química está por todas partes, y sin ella la vida no sería posible, los estudiantes no suelen manifestar emoción ni entusiasmo ante la perspectiva de apren­ der acerca de las sustancias y las reacciones químicas. Por el contrario, los jóvenes suelen acercarse al estudio de la química con apreciable recelo. Más aún, quienes se dedican a la enseñanza de esta materia en todos los niveles expresan una auténtica preocupación ante las limitadas bases científicas y destrezas matemáticas de mu­ chos estudiantes. Los jóvenes que se inician en el estudio de la química necesitan ayuda para: • • • • •

vencer sus temores, acercarse a la química con confianza, adquirir habilidades para resolver problemas y destrezas de razonamiento crítico, aplicar los principios de la química al resolver problemas, apreciar los emocionantes puntos de contacto con el mundo real y aplicaciones de la química y • comprender que la química es parte de la vida cotidiana. En esta quinta edición nos hemos propuesto alcanzar estas metas por medio de la combinación de estrategias de aprendizaje encaminadas a resolver los problemas comunes que los estudiantes suelen tener para comprender la química. Sólo si el alumno es competente podrá vencer el miedo y sentir confianza. A fin de ayudar a los estudiantes a alcanzar una comprensión profunda, este texto: 1 Se ocupa de sus actitudes desde u n principio. Antes del capítulo 1 se inserta una carta que se ocupa del recelo de los jóvenes y de las técnicas de estudio. La carta cita seis niveles de procesos mentales, describe diez principios del estudio productivo y propone pasos y acciones que conducen al éxito. Se recomiendan téc­ nicas de estudio específicas para ser aplicadas antes de las sesiones de clase, du­ rante ellas y antes de los exámenes. En vez de esperar que los estudiantes sepan automáticamente cómo abordar el estudio de la química, sugerimos y aportamos es­ trategias de aprendizaje satisfactorias.

I Llega a los estudiantes donde ellos se en cuentran. Cada capítulo se inicia con una introducción que relaciona los temas nuevos con aplicaciones comunes, y pro­ pone razones para aprender. A lo largo de cada capítulo se ha tenido cuidado de proveer una estructura de aprendizaje cimentada en explicaciones sencillas y exhaustivas, au­ nadas a notas al margen que apuntan hacia conexiones de aprendizaje, conexiones con el mundo real y conexiones médicas. Las conexiones de aprendizaje ayudan al alumno a relacionar los temas nuevos con términos, conceptos y problemas de secciones precedentes, y apuntan hacia temas posteriores donde el concepto será necesario o se abundará en él. De esta forma se atrae más de una vez la atención del estudiante hacia los puntos principales. La repetición intensifica la retención; las aplicaciones mejoran la comprensión. Hay conexiones por todas partes. Las notas al margen tienen títulos que enfocan la atención del estudiante en las Conexiones de aprendizaje, las Conexiones con el mundo real y las Conexiones médicas. Se utilizan recuadros cuando la aplicación o conexión se analiza con más detenimiento. Los alumnos aprenden conceptos nuevos estableciendo conexiones con conceptos y ejemplos conocidos. Para ello, frecuente­ mente se utilizan explicaciones en el texto relacionadas con sustancias comunes y analogías simples para que el estudiante considere detenidamente los conceptos nuevos. Véanse todas las notas al margen y la Fig. 11.4 (Preparación de empareda­ dos y reactivos limitantes), la Fig. 4.7 (Relacionar los metales y no metales con po­ siciones de la tabla periódica), la Fig. 4.27 (Conteo por pesaje), las Figs. 8.6 y 8.7 (Tendencias de electronegatividad: conceptos e iconos) y el recuadro Propiedades del azufre de la sección 2.5. Véanse también los iconos de tabla periódica de las Figs. 7.11, 7.12, 7.18, 7.19, 7.28 y otras. I Ayuda al estudiante a visualizar la quím ica. Para atraer la atención del estu­ diante, el material debe ser atrayente e interesante, pero además los materiales didácti­ cos deben facilitarle la visualización de los átomos, moléculas, estructuras moleculares y cambios químicos. Las ilustraciones son importantes. Asimismo, el color es parte sustancial de la química y de nuestra vida diaria, por lo que se usa en este texto como herramienta didáctica. Las tablas periódicas codificadas por color (Figs. 5.32, 5.33, 5.36 y la tabla periódica del interior de la cubierta) utilizan repetidamente el mismo esquema de colores para alentar al estudiante a establecer conexiones y, de esta ma­ nera, facilitar el aprendizaje. En todo el texto se utilizan extensamente fotografías y figuras de actualidad a cuatro colores para que el estudiante visualice mejor la quí­ mica. También se incluyen ventanas de aumento en las que se muestran los materia­ les en el nivel atómico y molecular al lado de la imagen macroscópica, a fin de que el estudiante piense más como químico, representándose mentalmente lo que ocu­ rre en el nivel molecular. Véase la Fig. 8.1 (Reacción de sodio con cloro), la Fig. 10.2 (Combustión de magnesio), la Fig. 10.22 (Precipitación), la Fig. 14.3 (Disolu­ ción de una sal) y la Fig. 14.16 (Ósmosis). I D estaca el aprendizaje p o r pasos pequeños. A partir del capítulo 2, cada sec­ ción de capítulo contiene uno o más ejemplos representativos resueltos que hacen un total de más de 250. En esta edición cada ejemplo va seguido de dos ejercicios, uno simple y el otro más complejo, con lo que en total se ofrecen más de 500 ejer­ cicios que sirven al estudiante como autoexámenes. En el apéndice F se dan las so­ luciones a los ejercicios. Los ejemplos y ejercicios proporcionan al estudiante un método estructurado para repasar los puntos principales de una sección antes de continuar con la siguiente. Estrategias de resolución de problemas, o “mapas concep­ tuales”, así como explicaciones paso a paso, complementan los ejercicios resueltos, los cuales sirven de modelo para resolver los problemas de final de capítulo, a los que se hace referencia en el margen al lado de los ejercicios.

Muchos de los 250 ejemplos resueltos se plantean en pasos pequeños. Los ejemplos de esta edición van seguidos de dos ejercicios, el ejercicio (a) es simple y el ejercicio (b), más complejo, cuyas respuestas se dan en el apéndice F. Véanse los ejemplos del 9.13 al 9.18, los ejercicios del 9.13 al 9.18 y los ejem­ plos del 11.2 al 1 1 .6 , junto con los ejercicios adjuntos del 11.2 al 11.6 y las figuras afines 11.1 y 1 1 .2 . I P ro p o rcio n a pares de problem as sim ilares. Más de 1950 problemas de final de capítulo en pares hermanados ofrecen abundantes oportunidades para “aprender haciendo”, que es el método de la ciencia. Se incluye un conjunto de problemas, or­ denados por tema y del más simple al más complejo. En el apéndice F se dan las respuestas a los problemas impares. La Guía de estudio y manual de soluciones para el alumno ofrece soluciones pormenorizadas completas a los problemas impa­ res. Los problemas impares y pares constituyen dos conjuntos de problemas de di­ ficultad equivalente; de este modo, el profesor que no desee que el alumno tenga acceso a las respuestas puede asignar los problemas pares. El Manual de soluciones para el profesor contiene soluciones completas de todos los problemas. I Pone de relieve el proceso de la ciencia. No basta con resolver problemas; es necesario entender los términos y conceptos. Con frecuencia se resuelven incorrec­ tamente los problemas sencillos cuando se confunden los principios fundamentales. Por otra parte, el estudiante se topa con el “proceso de la ciencia” cuando reflexiona detenidamente en los experimentos que dieron origen a los grandes descubrimien­ tos y que utilizan datos experimentales realistas para sustentar leyes científicas. Por ejemplo, el texto describe experimentos que condujeron a la ley de conservación de la masa y a sus aplicaciones actuales (Capítulo 2), a la teoría atómica de Dalton (Capítulo 4), y a descubrimientos que alteraron nuestros modelos de los átomos (Capí­ tulo 5), y experimentos que aportan información acerca de los enlaces químicos (Capítulo 8) y los gases (Capítulo 12). Siempre que es posible, se presentan resulta­ dos de experimentos antes de expresar una ley, a fin de crear un ambiente de aprendi­ zaje en el que se ha generado una “necesidad de saber”. Nos proponemos demostrar que la búsqueda de respuestas, en el pasado, en el presente y en el futuro, puede ser a la vez emocionante y estimulante. Para apoyar esta labor, el capítulo 8, Enlaces químicos, prensenta numerosas ilustraciones para mejorar el aprendizaje. Véanse la tabla 8.2, de la sección 8 .8 , y las Figs. 8.11, 8.15 y 8.18. Además se integran imágenes, junto con dibujos ilustra­ tivos, para facilitar al estudiante la visualización de conceptos importantes y difíci­ les en materia de equilibrio. Véanse las Figs. 15.3, 15.4, 15.6, 15.13, 15.14 y 15.15. I D a im p o rtan cia al lenguaje de la quím ica. Los términos y fórmulas químicas sirven para comunicar la química; es preciso comprenderlos para resolver problemas. Los términos clave aparecen en negritas en el texto donde se definen, y se incluyen en una lista al final del capítulo para su repaso. El capítulo 6 ofrece un tratamiento exhaustivo de la nomenclatura. Este capítulo “independiente” se puede exponer más pronto, más tarde, o en secciones pequeñas, a juicio del profesor. Se incluyen numerosos problemas de final de capítulo referentes a escritura de fórmulas y nomenclatura, a fin de brindar más flexibilidad. Las notas al margen proporcionan Conexiones de aprendizaje con referencias cruzadas para términos clave previamente definidos o analizados. Véanse las notas al margen de las seccio­ nes 14.1, 14.2, 14.4, 14.5 y 14.7. I Proporciona aplicaciones en el m undo real. Numerosos recuadros especiales, descripciones dentro del texto y notas al margen presentan aplicaciones, conexiones con el mundo real, ilustraciones con palabras e imágenes y puntos de relieve histórico referentes a prácticamente todos los principios que se estudian. Estos materiales ayudan al alumno a comprender que la química es parte de la vida diaria. Más aún,

el aprendizaje se facilita cuando los nuevos conocimientos se ligan y se relacionan con cosas ya conocidas. N U EV O : Ciertas secciones han sido sustituidas por contenidos de actualidad que muestran aplicaciones de la química. Véanse los recuadros: La química es parte central de nuestro estilo de vida, en la sección 1.1, ¿Dónde quedó la materia: magia 0 ciencia?, en la sección 2.7; Descubrimiento del darmstadtio, en la sección 4.1; ¿De qué están hechas las partículas subatómicas?, en la sección 5.4; Compuestos de alu­ minio, en la sección 6.10; El desarrollo y la caracterización del grafeno, en la sec­ ción 7.7; Reacciones fotoquímicas y destrucción de la capa de ozono, en la sección 8.8; ¿A quién le corresponde disminuir los gases de efecto invernadero?, en la sec­ ción 10.5; Tanques de gas para buceo profundo, en la sección 12.6; Congelación... ¿de qué y para qué?, en la sección 13.8; Límites de metales pesados en el agua, en la sección 14.7; La importancia de los catalizadores, en la sección 15.2; Acidez y la ca­ ries dental, en la sección 16.11; Oscurecimiento de la plata, en la sección 17.5; Dese­ chos nucleares: ¿qué hacer con ellos?, en la sección 18.10; Metano, un gas de efecto invernadero muy potente, en la sección 19.4 y Proyecto Mielina en la sección 20.2. 1 D estaca los aspectos fundam entales. Se ha puesto especial atención a la pro­ visión de descripciones claras y sencillas de temas que suelen confundir a los alumnos principiantes. Algunos ejemplos son (1) la formulación y uso de factores de conver­ sión para resolver problemas, ( 2) la elaboración de un plan o “mapa de conceptos” para resolver problemas, (3) el uso del número apropiado de dígitos significativos en las respuestas, (4) la escritura correcta de fórmulas y ecuaciones químicas y (5) el uso de la tabla periódica como herramienta para predecir propiedades y reacciones de sustancias químicas. Véanse las ilustraciones que favorecen el aprendizaje de los conceptos: Figs. 3.5, 3.13, 3.18, 4.27, 5.23, 8.11, 11.1, 11.4 y 11.5. I Ayuda al estudiante a evaluar su aprendizaje. Un recurso de autoevaluación denominado “Evalúa tu comprensión: repaso y autoevaluación” antecede a la lista de palabras clave y problemas de final de capítulo. Este recurso consiste en una breve lista, con referencias a las secciones del capítulo, que describe lo que el estudiante debe ser capaz de hacer para demostrar un conocimiento exhaustivo de los puntos principales del capítulo. Los ejemplos y ejercicios integrados al capítulo en cada sección, así como los problemas de final de capítulo también sirven como medios de autoevaluación. A fin de ofrecer más recursos de autoevaluación dentro del capítulo, los ejem­ plos van seguidos de dos ejercicios: el ejercicio (a), que es sencillo, y el ejercicio (b), de mayor complejidad. I Favorece el desarrollo de actividades experim entales y ex tracu rricu lares. Los contenidos del libro permiten acompañar a los estudiantes en la exploración del interesante mundo de la química, pero siempre habrá cuestionamientos adicionales que el estudiante desee comprobar o verificar por cuenta propia y es importante que desarrolle la capacidad para responder a retos intelectuales. Las actividades experi­ mentales y de aplicación tienen un papel fundamental en ese sentido, es por ello que en la presente edición se han integrado una sección especial con este objetivo. N U EV O : E studiantes en acción. Esta sección integra actividades para experi­ mentar en un laboratorio convencional de ciencias aplicando el método científico, así como actividades extracurriculares no experimentales que pondrán a prueba las habilidades adquiridas. Algunas actividades prácticas pueden llevarse a cabo con materiales conven­ cionales de laboratorio o en su caso elaborados por los propios estudiantes, implementando recursos comunes auxiliares.

En estas experiencias se reforzarán habilidades como el manejo de materiales de laboratorio y se aprenderán procesos necesarios para la síntesis y purificación de compuestos químicos tal y como se hace en laboratorios industriales. De esta ma­ nera, se favorece el acercamiento con el mundo real. Las experiencias de Estudiantes en acción están diseñadas para favorecer la consecución de los objetivos del capítulo. Permiten verificar la interrelación de los conceptos teóricos con la práctica, consolidar lo aprendido o simplemente ir más allá de los conceptos, con investigaciones complementarias que enriquecerán la for­ mación y le darán al estudiante la posibilidad de reflexionar con lo que sucede en su entorno. En todas ellas tendrá una oportunidad para sorprenderse con el fascinante mundo de la química.

Suplementos Para el estudiante

C om panion W ebsite (sitio com plem entario) p a ra F undam entos de Q uím ica, q u in ta edición, en w w w .pearsoneducacion.net/burns. Este innovador centro de recursos en línea ha sido proyectado específicamente para apoyar y reforzar el texto de Burns. El Website ofrece lo siguiente:galería de imágenes descriptivas y simula­ ciones de actividades experimentales. Además, se han agregado problemas multiconceptuales difíciles, así como un conjunto de problemas adicionales. Para el profesor

CD ROM con recursos para el profesor, que contiene videos, animaciones, presen­ taciones en Power Point y generador de exámenes (Test Gen).

Agradecimientos Mi gratitud para numerosas personas de Prentice Hall, en especial para mi editora, Kent Porter Hamann, de quien he recibido más ayuda y apoyo. Siempre ha estado disponible para hacer sugerencias, responder preguntas y brindar un sólido lide­ razgo. Agradezco especialmente a Kristen Kaiser, gerente de proyecto, por supervi­ sar la publicación de los suplementos; a Maureen Eide, directora de arte; Connie Long, coordinadora de proyecto; Paul Draper, editor de medios; Steve Sartori, ge­ rente de mercadotecnia; y Beth Sturla, asistente del editor en jefe. Agradezco asimismo a Suzanne Saum por su tedioso trabajo con el manual de soluciones, y a David Shaw por sus importantes aportaciones como revisor de exactitud. Tengo mucho que agradecer a las personas siguientes, quienes revisaron partes del manuscrito para las primeras tres ediciones, e hicieron útiles aportaciones y suge­ rencias. Estos profesores y las instituciones a las que pertenecen son los siguientes: Edward Alexander, San Diego Mesa College; Melvin Anderson, Lake Superior State University; Oren P. Anderson, Colorado State University; Paul Anderson, North­ western M ichigan College; Caroline L. Ayers, East Carolina University; David W. Ball, Cleveland State University; Jay Bardole, Vincennes University; Shay Bean, Southwestern Illinois College; David Blackman, University of the District of Columbia; Doug Campbell, Eastern Oregon University; Armando L. Cruz-Rods, Oklahoma State University, Oklahoma City; Sara M. Deyo, Indiana University-Kokomo; David Dozark, Kirkwood Community College; Jerry Driscoll, University of Utah; Evelyn S. Enerich, The State University of New Jersey-Rutgers; Steve Gentemann, Southwestern Illinois College; John B. Grutzner, Purdue University; James Hardcastle, Texas W oman’s University; Richard Hartung, University of Nebraska-

Kearney; Victor Heasley, Point Loma Nazarene College; Willian Jensen, University of Cincinnati; James Johnson, Sinclair Community College; Joanna Kirvaitis, Moraine Valley Community College; Gerald Kokoszka, State University of New YorkPlattsburgh; Doris K. Kolb, Bradley University; Robert Kowerski, San Mateo Community College; George F. Kraus, Charles County Community College; Roger Lloyd, University of Memphis; Brian McBurnett, California State University, Chi­ co; George G. Lowry; Western Michigan University; Katherine W. McLean, Phoenix College; Wendell H. Morgan, Hutchinson Community College; Joanna Petridou-Fischer, Spokane Falls Community College; Fred Redmore, Highland Community College; Jorge Salinas, Miame Dade Community College; Sue Saum, Lindenwood College; William D. Schulz, Eastern Kentucky University; David B. Shaw, Madison Area Technical College; Mike Sheets, Texarkana College; Donald Showalter, University of Wisconsin-Stevens Point; Trudie Jo Wagner, Vincennes Uni­ versity; Danny V. White, American River College; Linda Wilkes, University of SouthernC olorado. Por último, deseo agradecer a mis alumnos del St. Louis Community CollegeMeramec, quienes me apoyaron con entusiasmo, señalaron errores y me ayudaron a identificar campos que requerían una explicación más amplia que en la edición anterior. Gracias también a mis colegas Michael Hauser, Gee Krishnan, Andrew Langrehr, John Munch y L. Gray Rueppel del St. Louis Community College-Meramec, y Pauline Bellavance del Fontbonne College, que aportaron retroalimentación ys ugerenciass obred iversasi deasy a spectos. Enseñar a los estudiantes y verlos madurar en su conocimiento de la química durante el curso de un semestre es un auténtico gozo. Les deseo lo mejor a ellos y a todos los que utilizan este texto. Los comentarios, correcciones y sugerencias de los usuariosd ee stet extos eráns iempreb ienvenidos. R.A.B.

Agradecimiento especial Por sus valiosos comentarios que han servido para enriquecer el desarrollo de esta nueva edición. Carlos Capunay Instituto Episcopal San Cristóbal, Panamá Esteban Durán Herrera Universidad de Costa Rica Jenncy Carazo Mesen Universidad Latina. San José, Costa Rica Máximo Juan Lau La Riva Universidad Latina. San José, Costa Rica

Guía para el uso del texto La quinta edición de Fundam entos de Química llega a los estudiantes donde ellos se encuentran. Se han incorporado recursos para facilitar a los jóvenes la comprensión de las explicaciones paso a paso que son parte de sólidas estrategias para resolver problemas, para mostrar las aplicaciones y conexiones de la química con el mundo real, para ayudarles a visualizar los átomos, moléculas, estructuras moleculares y cambios químicos y para llevar a cabo actividades experimentales.

I Resolución de problemas C á lc u lo s d e r e a c tiv o lim ita n te

Muchos de los 250 ejemplos resueltos hacer hincapié er el proceso de

1. Calcula en todos los casos la cantidad de producto que se forma (en moles o gramos)c onb asee nl ac antidadc onocidad ec adar eactivo. 2. Identifica el reactivo limitante. Es el reactivo que forma la menor cantidad de pro­ ducto. 3. La cantidad de producto que se puede formar durante la reacción es la que forma el reactivol imitante.

aprendizaje por pasos pequeños. Los ejemplos

Ahora que ya comprendes los conceptos que permiten resolver problemas con reactivos limitantes, efectúa los cálculos que se muestran en el ejemplo 1 1 .6 .

ofrecen al estudiante un método estructurado para

EJEMPLO 11.6

repasar los puntos

Si se colocan 55.0 g de nitrógeno gaseoso en un recipiente de reacción junto con 55.0 g de hidrógeno gaseoso, determina cuál sustancia es el reactivo limitante y cuántos gramosd ea moniacog aseosop uedep roducire star eacción.

principales de una sección

Cálculos de reactivo limitante

antes de continuar con la N 2 (g) + 3 H 2 (g)---- > 2 NH 3 (g)

sección siguiente.

SO LU CIÓ N La información proporcionada te permite saber que se trata de un proble-

Los ejemplos van seguidos

mad er eactivol imitante. ■ PASO 1 Con base en las cantidades indicadas en el problema, calcula cuántos gra­ mos de producto se forman a partir de cada reactivo.

de dos ejercicios: el ejercicio (a) es sencillo; el ejercicio (b) es más complejo con el propósito de alentar al estudiante a aplicar sus conocimientos y resolver un problema más difícil. El

1 mol N,

^

X

2m olN H .

X

17.0 g NH.

Con el N2:

55.QgN2 X ^

= 66.8 g NH3

Con el N,;

1 meHt, 2 jneHffL 17.0 g NH, 55.0 g Hj X 2.02 g X 3 mol H2 X lm olNH 3 = 309S NH!

■ PASO 2 La menor cantidad de producto se forma con la cantidad de nitrógeno in­ dicada^ ort anto, el N 2 ese lr eactivol imitante. ■ PASO 3 La cantidad de producto que se forma es la menor cantidad de gramos calculadae ne lp aso 6 6 . 8 g de NH 3 . (respuesta)

estudiante dispone de más de 500 ejercicios en total para autoevaluar su aprendizaje. En el apéndice F se dan las respuestas a los

EJERCICIO 11.6 Repite los cálculos descritos en el ejemplo 11.6, pero esta vez considera 55.0 g de nitrógenog aseosoy 1 0 .0 g d eh idrógenog aseosop arae stablecer (a) cuántosg ramosd ea moniacos ep uedenp roducir. (b) ¿Cuáls ustanciae se lr eactivol imitante ?¿ Cuále stáe ne xceso?

ejercicios tanto (a) como (b). P á g in a 323

▼ Reflexiona ▼ detenidam en te ▼ paso a paso

I Problemas de final de capítulo Los problemas de final de capítulo en pares

P roblem as 12.11

Teoría cinética molecular (TCM) 12.1

12.2

Los gases carecen de forma o volumen definido; se ex­ panden hasta llenar el recipiente que los contiene. Explica esta propiedad física en términos de la teoría cinética molecular (TCM).

12.12 12.13

Los gases son compresibles, su densidad es pequeña y se difunden (mezclan). Explica estas propiedades físi­ cas en términos de la teoría cinética m olecular (TCM).

12.3

Con base en la TCM , explica por qué aumenta la pre­ sión de un gas cuando su volumen se reduce a tempe­ ratura constante.

12.4

Con base en la TCM, explica por qué las partículas de helio y de nitrógeno tienen la misma energía cinética cuando se hallan en estado gaseoso en tanques y en las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura.

12.14

hermanados ofrecen

Con base en la TCM, explica por qué se puede perci­ bir el aroma característico del café en una habitación distinta de aquélla donde se está preparando. Con base en la TCM, explica por qué dormir en un col­ chón de aire es m ás cómodo que dormir en el suelo. Con base en la TCM, explica por qué se puede introdu­ cir aún m ás aire en un neumático de automóvil que ya parece tener toda la presión necesaria. Con base en la TCM , explica por qué las burbujas de gas del agua en ebullición se agrandan al acercarse a la superficie. ¿Por qué suben las burbujas a la superficie?

abundantes oportunidades para "aprender haciendo”, que es el método de la ciencia. El conjunto de P ro b le m a s está ordenado por temas,

Atmósfera y presión atmosférica 12.15

12.5

De acuerdo con la TCM, ¿cómo cambia la temperatura cuando la velocidad media de las partículas disminuye?

12.16

12.6

De acuerdo con la TCM, ¿cómo cambia la presión cuan­ do las partículas de u n gas golpean con menos frecuen­ cia las paredes de un recipiente?

12.17

12.7

Un tanque de he tio y un tanque de crip tón tienen la misma presión, volumen y temperatura. Compara (sin emplear números) la energía cinética, masa, rapidez de movimiento y número de partículas de cada tanque. Explica tu razonamiento.

12.19 12.20

12.8

El tanque A tiene un votumen de 10. L y contiene 800. g de O 2. El tanque B tiene un volumen de 5.0 L y contiene 400. g de O 2. Tomando la TCM como base de juicio, compara la presión de los dos tanques (a

12.18

12.21

del más simple al más

¿A qué nos referimos cuando hablamos de la atmósfera de la Tierra? M enciona los cuatro gases principales presentes en nuestra atmósfera. Define los términos presión y presión atmosférica.

complejo.

¿Por qué la presión atmosférica es mayor al nivel del m ar que a grandes altitudes? ¿Cómo funciona un baróm etro de mercurio? ¿Por qué no se escurre todo el mercurio fuera de un baróm etro de mercurio? Efectúa las conversiones de presión de gas que siguen. a. 1.00 atm = ? torr b. 912 torr = ? atm c. 0.500 atm = ? m m Hg

________ d. 1200 lb/pulg2 = ? atm_____________

P á g in a 3 7 0

I Estudiantes en acción La sección Estu d ia n te s
ición

4p

% % % CD

5s

4d

5p

6s

5d

6p

7s

6d

7p

O) o ce

X

f 4f

Elementos detrcinsici Snirrfesrnos

— ► 5f

E l supraíndice (1 en este caso) colocado delante de la designación del subnivel indi­ ca el núm ero de electrones presentes en el subnivel. D e m odo análogo, los dos electrones de un átom o de helio pueden estar am bos en el subnivel 1s; la estructura electrónica del helio es 1s2. C onform e se presenten las configuraciones de diversos elem entos, procura tener en m ente su posición en la tabla periódica. E l litio tiene tres electrones: dos en el prim er nivel de energía y un tercer electrón que debe estar en el subnivel s d el segundo nivel de energía. L a configuración electróni­ ca del L i es 1s22 s1. E n el caso del ion litio, L i+, sim plem ente quita el único electrón de v alencia 2s y escribe 1s2. E l berilio tiene cuatro electrones; su configuración electróni­ ca es 1s22s2. E l boro tiene cinco electrones: dos en el subnivel 1s, dos en el subnivel 2s y uno en el subnivel 2p. L a configuración electrónica del boro es 1s22 s22 p 1. L os tres electrones del segundo nivel de energía del boro — los subniveles 2s y 2p— son electron esd ev alencia. E l subnivel 2p, con tres orbitales p , puede contener com o m áxim o seis electrones (dos por orbital). L as configuraciones electrónicas del boro, carbono, nitrógeno, o x íg e­ no, flúor y neón exigen que el subnivel 2p esté ocupado p o r de uno a seis electrones, respectivam ente. E n el caso del neón, el subnivel 2p y, p o r tanto, el segundo nivel de energía, está lleno en su totalidad. L a configuración electrónica del neón es 1s22s22p6. L as configuraciones electrónicas de todos los elem entos de un a colum na determ inada de la tabla periódica se ajustan a un patrón, com o se resum e en la Fig. 5.35. E n la tabla 5.5s em uestranl asc onfiguracionese lectrónicasd el osp rim eros2 0e lem entos. U na configuración electrónica perm ite m ostrar de form a concisa el núm ero de electrones que hay en cada subnivel de un átom o, pero un d ia g ra m a d e o rb ita le s sirve p ara representar la distribución de los electrones dentro de los orbitales. E n la tabla 5.5 se m uestran los diagram as de orbitales de los prim eros 20 elem entos, al lado de las co n ­ figuraciones electrónicas respectivas. E n esta tabla se em plean círculos p ara representar orbitales: un círculo solo representa un orbital s, y tres círculos representan los tres orb i ta les p . U na sola flecha dentro del círculo representa un solo electrón; dos flechas que apuntan en sentidos opuestos representan un p ar de electrones con espines opuestos. L os dos m étodos siguientes para m ostrar un orbital con un p ar de electrones se pueden em pleari ndistintam ente.

Figura 5.35 Configuraciones electrónicasy l at ablap eriódica.

Tabla 5.5 Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales de los átomos de los primeros 20 elem entos

Nombre

Número atómico

Configuración electrónica

Dia gra ma d e or bi ta les

PERIODO 1

s

p

Hidrógeno

1

1s'

©

Helio

2

1s2

(D

Litio

3

1s22s^

[He] O

Berilio

4

1s22s2

[He]

Boro

5

1s22s22p'

[He]

© o o

Carbono

6

1s22s22p2

[He]

© © o

Nitrógeno

7

1s22s22pi

[He]

© © ©

Oxígeno

8

1s22s22pA

© © ©

Flúor

9

1s22s22p5

[He] [He]

Neón

10

1s22s22p6

[He]

PERIODO2

® ® © © ® ®

PERIODO3 So dio

11

1s22s22p63s'

[Ne] O

Magnesio

12

1s22s22p63s2

[Ne]

Aluminio

13

1s22s22p63s23p1

[Ne]

© o o

Silicio

14

1s22s22p63s23p2

[Ne]

© © o

Fósforo

15

1s22s22p63s23p3

[Ne]

© © ©

Azufre

16

1s22s22p 63s23p 4

[Ne]

® © ©

Clo ro

17

1s22s22p 63s23p 5

[Ne]

Argón

18

1s22s22p 63s23p 5

[Ne]

Po ta sio

19

1s22s22p 63s23p 64s1

[Ar]

Calcio

20

1s22s22p63s23p64s1

[Ar]

® ® © ® ® ®

PERIODO4

Siem pre que un átom o tenga electrones p , será necesario representar un subnivel p com pleto, con tres orbitales (representados por tres círculos o líneas), incluso cuando al­ gunos de los orbitales p no estén ocupados. Para que dos electrones ocupen un m ism o or­ bital deben tener espines opuestos, lo cual se representa m ediante un par de flechas que apuntan en sentidos opuestos. L os electrones no se aparean en un orbital hasta que todos los orbitales de ese subnivel tienen cada uno un electrón. E sto se conoce com o la reg la de H u n d . Los electrones no apareados tienen espines iguales (paralelos). Por ejem plo, un átom o de nitrógeno en estado basal tiene tres electrones en el subnivel 2p que perm anecen sin aparearse, com o lo predice la regla de Hund. 2p O

O

2p O

o

1 1 1

Figura 5.36 Diagramasd en ivelesd ee nergíae lectrónicos.L ose lectroneso cupanp rimerol os orbitalesd em enore nergía,e ne lo rdenq ues ee specifica.O bservaq uel oss ubnivelesm ása ltos están más próximos unos de otros en términos de energía que los subniveles más bajos. L a Fig. 5.36 m uestra los diagram as de niveles de energía correspondientes al orden de incorporación de los electrones en los orbitales atóm icos. L os orbitales de la parte in ­ ferior de los diagram as son los de m enor energía y se llenan antes que los orbitales de m ayor energía, com o se indica. L a diferencia de energía entre subniveles dism inuye progresivam ente a m edida que los electrones ocupan orbitales de m ayor energía. E l o r­ den de ocupación de los subniveles por los electrones obedece la regla de Hund. C on el fin de reducir el espacio necesario p ara escribir las configuraciones electró­ nicas y diagram as de orbitales de los elem entos con m uchos electrones, se suele em ­ p lear una notación abreviada. P ara utilizarla, localiza el elem ento especificado en la tabla periódica y escribe el sím bolo del gas noble inm ediato anterior entre corchetes, p ara luego escribir sólo la configuración electrónica de los electrones externos restantes.P or ejem plo,l ac onfiguracióne lectrónicad els odios er educea [ N e]3 s1. EJEM PLO 5.10

Configuraciones electrónicas y diagramas d e orbitales

E scribe las configuraciones electrónicas y diagram as de orbitales del átom o de nitróge­ no, N, y del ion nitruro, N 3 -, suponiendo que los electrones se hallan en su estado basal. SOLUCIÓN U n átom o de nitrógeno tiene siete electrones, dos de los cuates ocupan el subnivel 1s, dos m ás, el subnivel 2s, y los tres electrones restantes están en el subnivel 2p.

E n el diagram a de orbitales, los electrones del subnivel 2p se m uestran en orbitales sepa­ rados. E sto concuerda con la regla de Hund. E l ion nitruro, N 3 , se form a cuando un áto­ m o de nitrógeno captura 3 electrones para llenar el subnivel 2p. C onfiguracióne lectrónica

D iagram ad eo rbitales 2s

2p

Á tom od en itrógeno

1s22 s22 p 3

[He] O

O

O

O

Ionn itruro

1s22s22p6

[He] O

O

O

O

EJER CIC IO 5.10

(a) E scribe la configuración electrónica y el diagram a de orbitales del átom o de oxígeno,s uponiendoq uel ose lectroness eh allane ns ue stadob asal. (b) E scribe la configuración electrónica y el diagram a de orbitales del ion óxido, O 2 , suponiendoq uel ose lectroness eh allane ns ue stadob asal. Puedes seguir construyendo configuraciones electrónicas m ediante un pro cedi­ m iento sencillo. Prim ero, busca en la tabla p eriódica el núm ero atóm ico del elem ento; luego, coloca ese núm ero de electrones en los subniveles de energía m ás bajos posibles. Ten presente que el núm ero m áxim o de electrones en un subnivel s es de dos, y el núm erom áxim od ee lectronese nu ns ubnivel p es de seis. EJEM PLO 5.11

Configuraciones electrónicas y diagramas d e orbitales

E scribe las configuraciones electrónicas y diagram as de orbitales del átom o de cloro, Cl, y del ion cloruro, C l“ , suponiendo que los electrones se hallan en su estado basal. SOLUCIÓN L os átom os de cloro tienen 17 electrones, com o lo indica la tabla periódica, con 5 electrones en el subnivel 3p. E l átom o g an a un electrón p ara form ar el ion clo ru ­ ro, C l ,c uyos ubnivel3 p estát otalm entel leno. C onfiguracióne lectrónica

D iagram ad eo rbitales 3s

Á tom od ec loro 1s22s22p63s23p5

[Ne]

Io n c lo ru ro

[Ne]

1s22s22p63s23p6

t

3p t

^

1'

O OOO

A dvierte que la sum a de los supraíndices de la configuración electrónica del átom o de cloro es de 17, igual al núm ero atóm ico. E l ion tiene un electrón adicional. Véanse los problemas 5.69-5.72.

EJER CIC IO 5.11

(a) E scribe la configuración electrónica y el diagram a de orbitales del átom o de azu­ fre, suponiendo que los electrones se hallan en su estado basal. (b) E scribe la configuración electrónica y el diagram a de orbitales del ion sulfuro, S2 , suponiendo que los electrones se hallan en su estado basal.

E l tercer periodo de la tabla periódica term ina con el gas noble argón, que tiene ocho electrones en su segundo nivel de energía y ocho m ás en su tercer nivel, para dar lac onfiguracióne lectrónicas iguiente:1 s22s22p63s23p6. C abría esperar que el potasio, K, con 19 electrones, tuviese la configuración del ar­ gón m ás el 19o. electrón en el subnivel 3d. N o es así. E n cambio, la configuración electró­ nica del potasio es 1s22s22p63s23p64 s 1. E l subnivel 4 s se llena antes que el subnivel 3d com ience a ocuparse. O bserva la posición del potasio en la tabla periódica, al principio

del cuarto periodo, en una colum na con un electrón 4s externo. E l calcio, con 20 electro­ nes, tiene dos electrones 4s; su estructura electrónica abreviada es [Ar]4s2. E l tercer subnivel se com ienza a llenar con el escandio, el elem ento núm ero 21, [Ar]4s23d1. E l escandio es el prim er elem ento de transición. O bserva su posición en el bloque d de elem entos, en el centro de la tabla periódica. N o olvides que un subnivel d que se está llenando siem pre tiene un núm ero de nivel de energía inferior en una unidad al nú­ m ero del subnivel s que lo antecede. Por ejemplo, el 3d viene después del 4s, y el subnivel 4 d se llena después que el 5s . D e acuerdo con la regla de Hund, es de esperar que los elec­ trones 3d de los m etales de transición perm anezcan sin aparear hasta que el subnivel esté lleno a la mitad. E n realidad hay un par de excepciones al orden previsto de llenado de un subnivel d, pero no las presentarem os aquí. Existen aún m ás excepciones al orden previs­ to de ocupación de los subniveles f . N o presentarem os las configuraciones electrónicas y diagram as de orbitales m ás com plejos de estos elem entos de transición interna.

Resumen del capítulo Las investigaciones con tubos de Crookes condujeron al descubrimiento del protón y del electrón. Thomson midió la razón de carga a masa de los electrones, y cuando M illikan mi­ dió la carga de un electrón, fue posible entonces calcular la masa del electrón. Rutherford propuso un modelo del átomo con un núcleo denso para explicar la dispersión de las partícu­ las alfa. Tiempo después, Chadwick descubrió que un átomo puede tener uno o más neutro­ nes, cada uno con una masa de 1 uma. Niels Bohr explicó los espectros de líneas de los átomos excitados deduciendo que los electrones están en niveles de energía específicos. Los trabajos sobre mecánica cuántica de Planck, Einstein y de Broglie indicaron que los electrones debían tener propiedades semejan­ tes a las de las ondas. Pauli explicó que los electrones parecen tener espín, pero el principio de incertidumbre de Heisenberg señala que no es posible establecer la trayectoria precisa de un electrón. La ecuación de onda de Schrodinger hizo posible calcular regiones de alta densi­ dad electrónica que corresponden a los orbitales s, p, d y f. La luz blanca, que se puede separar en muchas frecuencias, es tan sólo una de las formas de radiación electromagnética. Otras formas de radiación electromagnética son los rayos X, la radiación UV, la IR, las microondas y diversas frecuencias de radio. La energía y la frecuen­ cia de la radiación electromagnética aumentan a medida que la longitud de onda disminuye. El color (frecuencia) de la luz que los átomos excitados emiten es una propiedad característica. Los espectros permiten identificar los tipos de átomos presentes. Se produce una ionización cuando se arranca uno o más electrones a un átomo, dejando atrás una partícula con carga lla­ mada ion. Los diagramas de Bohr muestran el número de electrones presentes en cada nivel de energía, pero los electrones más importantes — los electrones de valencia— se muestran con claridad en los símbolos de Lewis de puntos. Un nivel de energía n tiene n subniveles. Los subniveles de energía, que se designan co­ mo s, p, d y f, tienen 1, 3, 5 y 7 orbitales, respectivamente. Cada orbital puede contener dos electrones como máximo, los cuales deben tener espines opuestos. Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía, como se muestra en las figuras 5.33 y 5.34. Las con­ figuraciones electrónicas y los diagramas de orbitales permiten especificar la distribución de los electrones en los subniveles de los átomos. La posición de los elementos en la tabla periódica permite predecir la configuración electrónica de átomos y iones. Los elementos representativos tienen electrones de valencia s y p, pero en los elementos de transición los electrones de mayor energía ocupan orbitales de subniveles d. En los elementos de transición interna se ocupan los orbitales de los subnive­ les f, como se muestra en la Fig. 5.35. Una vez comprendida la estructura electrónica general de los átomos y iones, podremos aprender a escribir fórmulas químicas y entender los enlaces y lasreacciones químicas. Estost emass ep resentaráne nc apítuloss ubsiguientes.

E v a lú a tu c o m p re n s ió n : r e p a s o y a u to e v a lu a c ió n 1. Describe los principales descubrimientos que revelaron información acerca de los átomos.[ 5.1] 2. Compara los modelos del átomo de Rutherford y de Bohr. [5.1, 5.4] 3. Explical osa delantosp rincipalesq uec ondujerona n uestrom odelod elá tomo.[ 5.5] 4. Explica cómo fue que los rayos X y el descubrimiento de la radiactividad permitieron obteneri nformacióni mportantea cercad el osá tomos.[ 5.1] 5. Com para la frecuencia, la longitud de onda y la energía de la radiación electromagnéti ca. [ 5.2] 6. Cital ost iposd er adiacióne lectromagnéticay s use nergíasr elativas. 7. Define la ionización y cita un ejemplo de ella. [5.4] 8. Dibuja los diagramas de Bohr de los primeros 20 elementos. [5.4] 9. Dibujal oss ímbolos deL ewisd el ose lementosr epresentativos.[ 5.7] 10. Escribe configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales de átomos y iones. [5.8, 5.10] 11. Compara la frecuencia, la longitud de onda y la energía de la radiación electromagnéti ca. [ 5.2] T é rm in o s c la v e ánodo [5.1] cátodo[ 5.1] configuracióne lectrónica [5.10] cuan tos [ 5.3] diagramad eo rbitales[ 5.10] electronesd ev alencia[ 5.4] elementosd et ransición[ 5.9] elementosr epresentativos [5.9] energíad ei onización[ 5.4] espectro continuo[ 5.2] espectro del íneas[ 5.3]

espectrov isible[ 5.2] espectroscopio[ 5.3] estadob asal[ 5.4] estadoe xcitado[ 5.4] fluores cen cia [ 5.2] fo tones [ 5.3] frecuencia[ 5.2] ion [5.4] ionización[ 5.4] longitudd e onda[ 5.2] metalesa lcalinos[ 5.7] metalesa lcalinotérreos[ 5.7] mi croon das [ 5.2]

nivel de energía [5.4] niveld ee nergíap rincipal [5.6] orbital[ 5.5,5 .8] principiod ee xclusiónd e Pau li [ 5.8] principiod ei ncertidumbre [5.5] radar[ 5.2] radiacióne lectromagnética [5.2] radiacióni nfrarroja[ 5.2] radiaciónu ltravioleta[ 5.2]

radiactividad[ 5.1] rayoc atódico[ 5.1] rayosa lfa[ 5.1] rayosb eta[ 5.1] rayosg amma[ 5.1] rayos X [5.1] regla de Hund [5.10] símbolod eL ewisd ep untos [5.7] simetríae sférica[ 5.6] subcapa[ 5.5,5 .8] sub nivel [ 5.5, 5.8 ] teoríac uántica[ 5.3]

P ro b le m a s D escubrim iento del ae structuraa tómica

5.1 5.2 5.3 5.4 5.5

5.6 5.7

5.8

¿Cómo aplicó Mendeleev la información obtenida por Dulongy P etit? ¿Qué tenía Berzelius en común con Dulong y Petit? ¿Qué se observó al conectar un tubo de Crookes al va­ cío a una fuente de corriente directa? ¿Qué se observó al colocar un imán en posición perpendicularr espectoa lt ubod eC rookes? ¿Qué dispositivo moderno está estrechamente relacio­ nado en cuanto a forma y funcionamiento con el tubo de C roo kes? ¿Qué apariencia tenían los rayos catódicos en un tubo de Crookes, y cuál es la carga eléctrica de estos rayos? ¿Quién estableció la razón e/m del electrón? ¿Qué sig­ nifica el término “razón e/m”? ¿Por qué fue importante sud eterminación? ¿Qué relación hay entre los experimentos de Thomson y unc inescopiom odernod et elevisor?

5.9 5.10 5.11 5.12 5.13 5.14 5.15 5.16 5.17

Describe el modelo de “pudín de pasas” del átomo de Thomson.¿ Porq uée rai ncorrecto? ¿Cómo modificó Goldstein el tubo de Crookes? ¿Qué hechos nuevos aprendió de ello? ¿Quéi nformaciónn uevao btuvoR obertM illikan? Describee la paratoy e le xperimentod eM illikan. ¿Qué rayos nuevos descubrió Roentgen al utilizar un tu­ bo de Crookes? ¿Qué descubrió Becquerel? ¿Por qué los Curie se hicierona creedoresa p remiosN obel? Describe las diferencias entre los rayos alfa, beta y gam ma. ¿Por qué la mayor parte de los rayos alfa atraviesan una láminad elgadad eo ro? Cita tres observaciones realizadas por M arsden en el experimento de la laminilla de oro de Rutherford. Des­ cribe tres conclusiones de este experimento y el importantem odelod elá tomoq ues ef ormulóe ntonces.

5.18

Describe la constitución del átomo suponiendo que es delt amañod elS uperdomo.

5.39 5.40

El espectro electrom agnético

5.19 5.20 5.21 5.22 5.23 5.24 5.25 5.26

5.27 5.28 5.29 5.30 5.31

5.32

Menciona tres o más formas de radiación electromag­ nética, en orden, de menor frecuencia que la luz visible. Menciona tres formas de radiación electromagnética, en orden, de mayor frecuencia que la luz visible. Menciona los colores de la luz visible, comenzando por el color de más alta frecuencia. Describe la relación matemática entre la longitud de on­ da y la frecuencia, y define los símbolos que se utilizan. ¿A qué forma de radiación se le suele llamar “luz negra”? ¿A qué se debe que algunos objetos presenten fluores­ cencia? Además de las microondas, ¿qué otra forma de radiación puede tener una longitud de onda de cerca de 1 cm? ¿Qué forma de radiación electromagnética puede tener la frecuencia idónea para producir vibraciones molecu­ lares? Sugerencia:E xaminal af igura5 .15. Dispón estas radiaciones en orden de mayor a menor frecuencia: l uzv isible,U V,r adiod eo ndac orta. ¿Cuál luz tiene longitud de onda más larga: la luz ama­ rilla o la luz roja? ¿Qué forma de radiación puede tener una longitud de onda de 3000 nm? ¿Qué forma de radiación puede tener una longitud de onda de 90 cm? Cierto teléfono inalámbrico funciona con una frecuen­ cia de 900 M Hz (9.00 X 108 Hz). ¿Es ésta una longitud de onda corta, mediana o larga de la parte del espectro electromagnéticoc orrespondientea TV/FM? La banda X de los detectores de radar automovilísticos tiene una frecuencia de 10.50 a 10.55 GHz (1.050 a 1.055 X 1010 Hz). ¿Es ésta una longitud de onda corta, mediana o larga de la parte del espectro electromagné­ ticoc orrespondientea lr adar?

Los electrones en los átom os

5.41

Describe las diferencias entre un átomo en su “estado basal”y e nu n“ estadoe xcitado”.

5.42

¿Cómo explicó Niels Bohr el espectro de líneas del átomod eh idrógeno?

5.43

Cita cuatro formas de excitar los electrones de los átomos.

5.44

Define los términos (a) ion, (b) ionización, (c) energía de i o ni za ción.

5.45

Cuando un átomo emite luz, ¿qué cambio se ha producidod entrod elá tomo?

5.46

Cuando un electrón de un átomo absorbe un fotón, o cuanto de energía, ¿qué le ocurre al electrón?

5.47

¿Cuál es el número máximo posible de electrones en los niveles de energía primero, segundo, tercer y cuarto de los átomos? ¿Cuál es el nivel de energía de un átomo que se llena siempre primero? Dibuja diagramas de Bohr e indica el número de electro­ nes de valencia de los átomos de los elementos siguientes. a. mag ne sio b. cal cio c. ni tró ge no d. azu fre e. flúor Dibuja diagramas de Bohr e indica el número de electro­ nes de valencia de los átomos de los elementos siguientes. a. potasio b. aluminio c. carbono d. oxígeno e. cloro Dibuja diagramas de Bohr de los iones siguientes y explicae nq uéd ifierend el osá tomosc orrespondientes. a. ionp otasio,K + b. ionc loruro,C l— Dibuja diagramas de Bohr de los iones siguientes y explicae nq uéd ifierend el osá tomosc orrespondientes. a. ion calcio, Ca2+ b. ions ulfuro,S 2— Con base en el concepto de Bohr de electrones en los átomos, explica por qué los electrones excitados se comportan más como si subieran los escalones de una escaleraq uec omos is ubieranu nac olina.

5.48 5.49

5.50

5.51

5.52

5.53 Elec tro nes e xcitado s y espec tros

5.33 5.34

5.35

5.36

5.37

5.38

Explica el enunciado siguiente: “Cada elemento tiene un espectrod el íneasd iferente.” ¿Qué tipos de espectro producen el Sol y la luz azulosa de las lámparas de mercurio que suelen hallarse en los grandesl otesd ee stacionamiento? ¿A la presencia de qué elemento se debe la flama ama­ rilla dorada de los leños que arden en una chimenea? ¿Puedese xplicarp orq uée stáp resentee stee lemento? ¿Qué elemento deben contener los compuestos que se emplean para producir fuegos artificiales y luces de Bengalad ec olorr ojo? ¿Cuál es la relación (matemática) entre la energía y la frecuencia? Describe lo que le ocurre a la frecuencia a medidaq uel ae nergíaa umenta. ¿Qué otro nombre se da a un pequeño paquete de energíal umínica?

¿Qué elemento impartiría a los leños que arden un colorv erdeb rillante? Se calentó un sustituto de la sal en una flama y se obser­ vó un color azul lavanda. ¿Qué elemento estaba presente?

5.54

5.55

5.56

5.57

Con base en el concepto de Bohr de electrones en los átomos, explica por qué los electrones excitados se com­ portan más como los tonos de un piano u órgano que co­ mo los tonos que produce un violín o un violoncello. En términos de electrones, ¿qué le debe ocurrir a un átomo para que forme iones con las cargas siguientes? a. 1— b. 2 + c. 3+ En términos de electrones, ¿qué le debe o cum r a un átomo para que forme iones con las cargas siguientes? a. 1+ b. 2 — c. 3— Indica el número de electrones presentes en cada nivel (nos ubnivel)d ee nergíad el ose lementoss iguientes. a. silicio b. fósforo c. aluminio d. argón e. po ta sio

5.58

5.59 5.60

Indica el número de electrones presentes en cada nivel (nos ubnivel)d ee nergíad el ose lementoss iguientes. a. carbono b. nitrógeno c. neón d. calcio e. cloro ¿Cómo alteraron el modelo del átomo las aportaciones deS chrodingery H eisenberg? ¿En qué difiere el modelo de nube de carga del átomo respectoa lm odelod eB ohr?

Electrones de valencia y sím bolos de Lewis

5.61

5.62

5.63

5.64

Con base en la tabla periódica, escribe los símbolos de Lewisd ep untosd el ose lementoss iguientes. a. potasio b. boro c. nitrógeno d. azu fre e. clo ro Con base en la tabla periódica, escribe los símbolos de Lewisd ep untosd el ose lementoss iguientes. a. litio b. aluminio c. fósforo

5.67

5.68

5.69

5.70

d. oxígeno e. bromo Con base en la tabla periódica, escribe los símbolos de Lewis de puntos de los iones siguientes. a. ionf luoruro,F b. ion calcio, Ca2+ c. ions ulfuro,S 2­

5.71

Con base en la tabla periódica, escribe los símbolos de Lewis de puntos de los iones siguientes. a. iony oduro,I b. ionm agnesio,M g2+ c. ion óxido, O2-

5.72

Subniveles, orbitales y configuraciones electrónicas

5.65

5.66

Con respecto al segundo nivel de energía, describe los tipos de subniveles disponibles y el número de orbitales que hay en cada subnivel.

De acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, ¿cuántos electrones pueden ocupar un orbital, y qué restriccioness ea plicana e sose lectrones? En el caso de los elementos de transición, ¿qué subnivel se está llenando, y qué tiene de singular el orden de llenado? En el caso de los elementos de transición interna, ¿qué subnivel se está llenando, y qué tiene de singular el ordend el lenado? Escribe la configuración electrónica y el diagrama de orbitales en la forma de notación abreviada de los elemen tos s i guien tes. a. litio b. aluminio c. fósforo d. oxígeno e. bromo Escribe la configuración electrónica y el diagrama de orbitales en la forma de notación abreviada de los elemen tos s i guien tes. a. berilio b. boro c. nitrógeno d. azufre e. cloro Escribe la configuración electrónica y el diagrama de orbitales en la forma de notación abreviada los iones si­ guientes.( Comparac one lp roblema5 .63.) a. ionf luoruro,F b. ion calcio, Ca2+ c. ions ulfuro,S 2­ Escribe la configuración electrónica y el diagrama de orbitales en la forma de notación abreviada de los iones siguientes.( Comparac one lp roblema5 .64.) a. iony o d u ro ,Ib. ionm agnesio,M g2+ c. ion óxido, O2-

© acción Estudiantes en

U n re g a lo p a r a tu s s e n tid o s M ateriales y reactivos • 5 vidrios de reloj

• Cloruro de potasio (reactivo analítico)

• 5 espátulas

• Ácido bórico (reactivo analítico)

• Cloruro de sodio (reactivo analítico)

• Metanol (alcohol metílico)

• Cloruro de estroncio (reactivo analítico)

• Frasco gotero

• Cloruro de litio (reactivo analítico)

• Encendedor largo

Procedim iento 1. Con una espátula distinta para cada caso, coloca aproximadamente 0.5 g de cada una de las sustancias (cloruro de sodio, clo­ ruro de estroncio, cloruro de litio, cloruro de potasio y ácido bórico) en diferentes vidrios de reloj. 2. Agrega 2 o 3 gotas de metanol (alcohol metílico) sobre los cristales de los compuestos. 3. Acerca el encendedor a los vidrios de reloj y observa.

Resultados Responde los cuestionamientos. 1.

En términos de la teoría de Bohr, ¿qué pasa con las sustancias?

2.

¿Cuál es el significado de la producción de distintos colores? Explica en cada caso.

Nombres, fórmulas y usos de los compuestos inorgánicos C O N T E N I D O 6.1

Iones monoatómicos

6.2

Iones poliatómicos

6.3

Nombres y fórmulas de los compuestos iónicos

6.4

Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas

6.5

Cómo saber el nombre de un compuesto iónico a partir de su fórmula

6.6

Nombres y fórmulas de compuestos binarios de no metales

6.7

Número de oxidación de los átomos en los compuestos poliatómicos

6.8

Nomenclatura de los ácidos y sus sales

6.9

Hidratos

6.10

Algunas sustancias químicas y sus usos

Cristales de tiosulfato de sodio, Na2S2O3, fotografiados a través de un microscopio de luz polarizada.

os quím icos han identificado m ás de 25 m illones de com puestos quím icos, y la lista continúa en aum ento. C ada com puesto tiene un nom bre y una estructura específicos. C on un núm ero tan grande de sustancias quím icas, es indispensableu tilizaru nm étodos istem áticop arad arlesn om brea t odase llas. Son dos las clasificaciones principales de los com puestos quím icos: orgánicos e inorgánicos. A unque el carbono no es el elem ento m ás abundante, existen m ás com ­ puestos diferentes que contienen carbono que de cualquier otro elem ento salvo el h i­ drógeno. E l gran grupo de com puestos que contienen átom os de carbono, los productos quím icos derivados del petróleo, los plásticos, las fibras sintéticas y m uchos m ás, se clasifican com o su sta n c ia s q u ím ic a s o rg á n ic a s. Todos los dem ás com puestos son su sta n c ia s q u ím ic a s in o rg á n ic a s . L a U nión Internacional de Q uím ica P ura y A plica­ da (IUPAC, por sus siglas en inglés) h a adoptado un sistem a no am biguo de nom bres y fórm ulas para las sustancias tanto orgánicas com o inorgánicas.

L

E n este capitulo estudiarem os la n o m e n c la tu ra q u ím ica , esto es, el sistem a de nom bres y fórm ulas de las sustancias quím icas inorgánicas. A ntes de estudiar los tem as subsiguientes, es preciso aprender a escribir rápida y correctam ente las fórm ulas y nom bresq uím icosd es ustanciasc om ol as ques ep resentane n e stec apitulo. I

l 6.1^

Es necesaria una práctica diaria y constante para ad q uirir habilidad en la escritura de fórm ulas quím icas. Resuelve algunos problem as cada día.

Iones monoatómicos

M uchos com puestos son com binaciones de iones positivos y negativos. Para escribir los nom bres y fórmulas de estos com puestos, antes debem os estar familiarizados con los n om ­ bres y fórm ulas de los iones individuales. Los nom bres de los iones positivos simples se derivan del nom bre del elem ento del que proceden, anteponiendo la p alabra ion. Por ejem plo, un átom o de sodio, N a, que pierde su único electrón de valencia se convierte en un ion sodio, N a +. D e form a análoga, un átom o de m agnesio, M g, pierde fácilm ente sus dos electrones de valencia para transform arse en un ion m agnesio, M g 2+. E n la ta ­ b la 6.1 se m uestran los nom bres y sím bolos de los cationes (iones positivos) m ás com u­ nes. L a carga del prim er grupo de iones de cada colum na de la tabla se puede predecir con base en la posición de los elem entos en la tabla periódica.

T a b la 6.1

S ím b o lo s y n o m b r e s d e a lg u n o s c a tio n e s c o m u n e s

C ationes 1+

Cationes 2 +

DEL GRUPO IA

Cationes 3 + y 4 +

DEL GRUPO IIA

DEL GRUPO IIIA

Hidrógeno

H+

Magnesio

Mg 2 +

Litio

Li+

Calcio

Sodio

Na+

Estroncio

Ca 2 + Sr2 +

Potasio

K+

Bario

Ba 2 +

OTROS

OTROS

Aluminio

Al3 +

OTROS

Amonio

n h 4+

Cinc

Plata

Ag+

Cadmio

Zn 2 + Cd 2 +

Cobre(I) o cuproso

Cu+

Cobre(II) o cúprico

Cu 2 +

Mercurio(I) o mercuroso

Hg2 2 +

Mercurio(II) o mercúrico

Hg2+

Cromo(II) o cromoso

Cr2 +

Cromo(III) o crómico

Cr3 +

Manganeso(II) o manganoso

Mn 2 +

Manganeso(III) o mangánico

Mn 3 +

Hierro(II) o ferroso

Fe 2 +

Hierro(III) o férrico

Fe3 +

Cobalto(II) o cobaltoso

Co 2 +

Cobalto(III) o cobáltico

Co 2 +

Níquel(II) o niqueloso

Ni2 +

Níquel(III) o niquélico

Estaño(II) o estañoso

Sn2 +

Estaño(IV) o estánico

Sn4 +

Pb 2 +

Plomo(IV) o plúmbico

Pb4 +

Plomo(II) o plumboso

I Conexión con el aprendizaje

Ni3 +

L osm etalesp ierdene lectronesp araf orm ari onesp ositivosl lam ados catio n es. L osn om etalesg anane lectronesp araf orm ari onesn egativosl lam ados an io n es. L os nom bres de los iones negativos sim ples con un solo tipo de átom o no m etálico se derivan del nom bre del elem ento del que proceden, anteponiendo la p alabra ion y cam biandol at erm inaciónp or- uro. P or ejem plo:

U n átom o de azufre, S, gana con facilidad dos electrones p ara form ar un ion sul­ furo, S2 -.

•

U n átom o de fósforo, P, gana con facilidad tres electrones p ara form ar un ion fo s­ furo, P 3 -.

E n la tabla 6.2 se m uestran los n om bres y sím bolos de los aniones (iones negativos) m ásc om unes. I E s indispensable em plear el nom bre preciso de un elem ento o de su ion al hablar o escribir; sus propiedades son totalm ente distintas. Por ejem plo, el sodio es un m etal reactivo de color plateado; en cam bio, los iones sodio, N a +, son estables y no tienen

T a b la 6 .2

S ím b o lo s y n o m b r e s d e a lg u n o s a n i o n e s c o m u n e s

A niones 1 -

A niones 2

A niones

3

- y4-

O2 S2 -

Nitruro

n 3-

Sulfuro

Fosfuro

p 3-

Fluoruro

F-

Seleniuro

Se2 -

Arseniuro

As3 -

Cloruro

Cl-

Teluriuro

Te2 -

Carburo

c 4-

Bromuro

Br-

Yoduro

IOH-

Hidrogenocarbonato (bicarbonato) HCO3-

Carbonato

c o 32-

Hidrogenosulfato (bisulfato)

h s o 4-

Sulfato

s o 42-

Fosfato

P

Hidrogenosulfito (bisulfito)

HSO3-

Sulfito

Fosfito

p o 33

Tiosulfato

S2 O 3 2 -

Peróxido* Hidruro

Hidróxido

Tiocianato

SCN-

Cianuro

CN-

Acetato

c h 3c o o 0 C2H3O2

Oxalato

C 2 O4 2 -

Nitrato

n o 3-

Cromato

CrO4 2 -

Nitrito

NO 2 -

Dicromato

Cr2 O 7 2 -

Permanganate

MnO 4 -

Perclorato^

ClO 4 -

Clorato^

ClO 3 -

Clorito^

ClO 2 -

Hipoclorito^

ClO-

* En el peróxido cada oxígeno tiene un número de oxidación de - 1. f Los iones con bromo o yodo en vez de cloro se nombran de forma análoga.

O

Óxido

H-

S wO -

Practica asignando los nom bres y sím bolos esp ecíficos de todos los cationes y aniones in cluid os en las tablas 6.1 y 6 .2 .

U n átom o de cloro, Cl, gana con facilidad un electrón para form ar un ion cloruro, C l- .

•

O -

I Conexión con el aprendizaje

•

la apariencia ni se com portan com o el sodio m etálico. E l cloro es un gas reactivo con el olor característico de las albercas; en cam bio, los iones cloruro, C l—, son com unes en el agua salada y en el agua de mar, así com o en los líquidos de las células anim alesy v egetales. Ten cuidado de no decir que una solución determ inada contiene cloro si lo que quieres decir es que contiene iones cloruro, ¡pues no son en absoluto lo m ism o! Adem ás,e vitae scribire ls ím bolod el elem ento cuandot ui ntencións ear eferirtea l ion.

Relaciones periódicas entre los iones sencillos E n la Fig. 6.1 se m uestran la relación p eriódica de algunos de los iones sencillos. O bser­ va que los m etales alcalinos del G rupo IA de la tabla periódica form an iones cuya carga es de 1 + (se suele escribir sim plem ente com o un signo de m ás). E l calcio y los dem ás m etales del G rupo IIA form an iones con una carga de 2 + . E l alum inio y los dem ás m e­ tales del G rupo IIIA form an iones cuya carga es de 3 + . C uando los elem entos no m etálicos ganan electrones se form an iones negativos. A los halógenos del G rupo V IIA les falta un electrón p ara tener un octeto de electrones; tienden a ganar un electrón para form ar iones halogenuro con un a carga de 1 —. A l o x í­ geno y al azufre del G rupo V IA les hacen falta dos electrones p ara tener un octeto de electrones; tienden a ganar dos electrones para form ar iones óxido, O 2—, y sulfuro, S2—. E l nitrógeno y el fósforo, del G rupo VA, tienden a ganar tres electrones p ara form ar ionesn itruro,N 3—, y fosfuro, P 3—. E n su m ayoría, los elem entos de transición, esto es, los elem entos de la región cen­ tral de la tabla periódica, form an m ás de un tipo de ion; cada uno tiene su carga peculiar. Por ejem plo, el hierro form a dos iones diferentes: uno es F e2+ y el otro F e 3+. H ay dos m étodos distintos para nom brar estos iones que tienen cargas múltiples. E n uno de ellos, el nom bre del m etal va seguido inm ediatam ente por un núm ero rom ano entre paréntesis que indica la carga del ion. P or ejemplo: E l ion F e 3+ sei dentificac om oh ierro(III);a lh ablar,d ecim os“ hierrot res” . E l ion F e2+ sei dentificac om oh ierro(II);a lh ablar,d ecim os“ hierrod os” . Figura 6.1 Relación periódica de algunos iones sencillos.

H+ IIA

NIA

IVA

Li+

Na+

Mg2+ IIIB

IVB

VB

VIB

Al3+ IB

Mn2+

Fe2+

Co2+

Ni2+

Cu+

C0_

Mn3+

Fe3+

Co3+

N¡3+

Cu2+

+ Ó

CNJ_

K+

VIII VIIB -----------------*---------------->

Ca2+

VA

VIA

VIIA

N3-

O2-

F"

P3-

S 2_

cr

IIB

Zn2+

Br“

+ Ó

Sn2+ Rb+

Sr2+

A g+

C d 2+

1“ Sn4+

C s+

Ba2+

Hg22+

Pb2+

Hg 2+

Pb4+

I El sistem a Sto ck fue ideado por A lfred Stock (1876-1946), un quím ico alem án que se fue a vivir a Estad os Unidos y enseñaba en la U niversidad C o rn ell.

L a IUPAC recom ienda nom brar p or este m étodo, llam ado sis te m a S to ck , los com pues­ tos con iones com o éstos. I U n m étodo m ás antiguo p ara nom brar ciertos iones m etálicos, y que aún se utiliza hoy en día, identifica el ion de m enor núm ero de carga con el nom bre en latín del ele­ m ento seguido de la term inación -o so . L a term inación -ic o identifica el ion de núm ero de carga m ayor. Así, por ejem plo, el ion F e2+ se puede describir com o un ion hierro(II) o com o un ion ferroso, en tanto que el ion F e 3+ puede llam arse ion hierro(III) o ion fé ­ rrico. L os iones de m ercurio plantean un a situación especial. E l ion m ercúrico, o m ercurio(II), se escribe H g2+, com o es de esperar, pero el ion m ercuroso, o m ercurio(I), se indica en la tabla 6.1 com o H g22+ p ara indicar que los iones H g+ existen siem pre por pares. M em oriza los nom bres y sím bolos de los diversos iones de los m etales de tran si­ ción y los dem ás cationes que se incluyen en la tabla 6.1.

E J E M P L O 6.1

Elementos, átom os y iones monoatómicos

C on ayuda de las tablas 6.1 y 6.2 y la tabla periódica, escribe los sím bolos siguientes. N ota: ¡M em oriza las fórm ulas de los iones de las tablas 6.1 y 6.2 lo m ás pronto posible! (a) un átom o de cobre, un ion cobre(I) y un ion cúprico (b) una m olécula de brom o, un átom o de brom o y un ion brom uro (c) una m olécula de oxígeno, un átom o de oxígeno y un ion óxido SOLUCIÓN (a) C u , C u+ , C u2+. L os átom os no tienen carga; los iones sí. C onsulta la tabla 6.1. (b) B r2, B r, B r .L asm oléculasd eb rom os ond iatóm icas.C onsultal as ección4 .4. (c) O 2, O , O 2 -. L as m oléculas de oxígeno son diatóm icas, el átom o es neutro y el ion óxido tiene una carga 2 - . E J E R C IC IO 6.1 (a) E scribel oss ím bolosd eln itrógenog aseosoy d eu n i onn itruro. (b) E scribe los sím bolos de un átom o de azufre de un ion sulfuro. (c) E scribe los sím bolos de un átom o de níquel y de un ion níquel(II).

^6.^

Iones poliatómicos

L os iones p o lia tó m ico s son aquéllos en los que hay un agrupam iento de dos o m ás áto­ m os que tienen una carga global. E l ion am onio, N H 4+, y el ion nitrato, N O 3- , son dos ejem plos. A unque se incluyen m uchos iones poliatóm icos en la tabla 6.2, advierte que el ion am onio es el único catión poliatóm ico que aparece en la tabla 6.1. Cuando una m o­ lécula de am oniaco neutra, N H 3, captura un ion hidrógeno, se form a un ion am onio, N H 4+. L a inform ación siguiente te ayudará a m em orizar los nom bres y fórm ulas de los anionesp oliatóm icosd el at abla6 .2. 1. L osi onesc ons ufijos -ato e -ito contienená tom osd eo xígeno. Ejem plos: nitrato,N O 3- , y nitrato, N O 2- . 2. U n ion que lleva el sufijo -ito tiene un átom o de oxígeno m enos que el ion correspondientec one ls ufijo -ato. Ejemplos: ion sulfato, SO42 -, y ion sulfito, SO 32 - ; ion nitrato, N O 3- , y ion nitri­ to, N O 2- . 3. A dvertencia: no todos los iones que llevan el sufijo -ato tienen el m ism o núm ero de átom os ni la m ism a carga. E sto tam bién es aplicable a los iones con el sufijo -ito .

Ejem plos: C om para un ion nitrato, N O 3 , con un ion sulfato, SO42 ; com para un ion nitrito, N O 2- , con un ion sulfito, SO 32 - . 4. E lp refijo bi- enl osi onesp oliatóm icoss ignificah idrógeno,n oe ln úm ero2 . Ejem plos: ion bicarbonato, H C O 3- , y ion bisulfato, H SO 42 -. E l prefijo bi- tambiéns el eec om oh idrógeno;e lb icarbonatoe st am biénh idrogenocarbonato.

6. U n anión con el prefijo hipo- (“debajo” en griego) contiene un átom o de oxígeno m enos que el ion -ito correspondiente. Ejem plos: ionh ipoclorito,C lO - , y ion clorito, C lO 2- .

C lO 4-

p e rclo rato

C lO 3-

clo rato

C lO 2-

clo rito

C lO -

o

Ejem plos: ionp erclorato,C lO4- , y ion clorato, C lO 3- .

I Conexión con el aprendizaje

p 0 1 o r

5. U n anión con el prefijo per- contiene un átom o de oxígeno m ás que el ion -ato ion correspondiente. I

7. E lp refijo tio- identifical ap resenciad ea zufree nv ezd eo xígeno. E je m p lo s: ion sulfato, SO42 -, y ion tiosulfato, S2O 32 -; ion cianato, O C N - , y ion tiocianato,S C N - . E s necesario que m em orices los nom bres y fórm ulas de los iones incluidos en las tablas 6.1 y 6.2. A prende a indicar ya sea la fórm ula o el nom bre de cada ion, com o se m uestrae nl ose jem ploss iguientes.Q uizán ecesitesp racticarm ucho.

E J E M P L O 6 .2

Iones poliatómicos

Véanselosproblemas 6.1 -6.1 0.

E scribe ya sea la fórm ula o el nom bre de los iones siguientes, según el caso. (a) ion anonio (d) ion silfito

(b) ionb icarbonato (e) PO 4 3 -

(c) ions ulfato (f) C r 2O 72 -

SOLUCIÓN P or ahora, responde con ayuda de las tablas 6.1 y 6.2, pero es necesario que aprendas a escribir todo esto sin usar las tablas. (a) iona m onio, N H 44 (b) ionb icarbonato, H C O 3 (c) ions ulfato, SO 42-

(d) ion sulfito, SO 32-

(e) P O 43 , io n f osfato

(f) & 2 O 7 2 - iond icrom ato

E J E R C IC IO 6.2 E scribe lasf órm ulasd el osi oness iguientes. (a) crom ato (b) perclorato (c) hipoclorito

(d) carbonato

Nombres y fórmulas de los compuestos iónicos P ara nom brar un com puesto iónico, escribe prim ero el nom bre del anión, en seguida la conjunción de y finalm ente el nom bre del catión. P or ejem plo, el com puesto form ado p o r iones m agnesio y iones cloruro se llam a cloruro de m agnesio (Fig. 6.2). E n todo com puesto iónico, la carga total de todos los iones positivos (cationes) debe ser igual a lac argat otald et odosl osi onesn egativos( aniones).

Todos los com puestos son neutros; la carga global es cero.

M ientras aprendes a escribir las fórm ulas quím icas de los com puestos, te será de ayuda escribir prim ero la fórm ula del catión con su carga y luego la del anión con su

Figura 6.2 El cloruro de magnesio, MgCl2, es un sólido cristalino blanco soluble en agua. Se usa, entre otras cosas, para preparar madera a prueba de fuego, en cerámica, como lubricante de hilos y en la fabricación de papel.

carga, antes de escribir la fórm ula final. U na vez m ás, la sum a de todas las cargas posi­ tivas y negativas debe ser igual a cero.

Cuando las cargas de los iones son iguales E je m p lo s : Ó xidod ec alcioy n itrurod ea lum inio C uando la carga de un catión individual es igual que la carga del anión (com o 2 + y 2 - ), la fórm ula se escribe sim plem ente con un ion de cada clase. Por ejem plo, la fórm ula del óxido de calcio es CaO , con un ion de cada clase, porque la carga positiva, 2 + , es igual a la carga negativa, 2 - .

U n ion C a2+ tiene la m ism a carga que un ion O 2 ; por tanto, la fórm ula es CaO, óxido dec alcio.

D e m odo análogo, la fórm ula del nitruro de alum inio se escribe AlN, con un ion de cada tipo, porque la carga del ion alum inio, A l3+, es igual a la carga del ion nitruro, N 3 -. P a­ ra escribir fórm ulas de com puestos form ados a partir de iones se em plea la proporción de núm eros enteros m ás sim ple. Si no hay subíndice, se sobrentiende que es uno. Por ejem plo, en el CaO y el A lN las proporciones de iones m ás sim ples son de 1 a 1. N o se m uestranl oss ubíndices;s es obrentiendeq ues onu no.

Cuando las cargas no son iguales E je m p lo s: C lorurod ec alcioy n itrurod ep otasio E n el com puesto cloruro de calcio, un ion calcio, C a2+, se com bina con dos iones cloruro, C l- , para conservar la neutralidad eléctrica en el com puesto. E sta proporción se indica en la fórm ula CaCl2 em pleando el subíndice 2 después de Cl; este subíndice se apli­ ca exclusivam entea lC l,n o a lC a.R esum iendo,

U n ion C a2+ tiene la m ism a carga que dos iones C l ; la fórm ula es C aC l2, cloruro de calcio.

I Conexión con el mundo real C a d a año se consum en más de 1.5 m illones de toneladas de C a C ^ para d eshielo de cam inos, control de polvo, perforación de pozos de petróleo y gas y com o aditivo para concreto.

E n las fórm utas quím icas no se m uestran las cargas de los iones. A sim ism o, se sobrentiende un subíndice de 1 cuando no aparece ningún otro núm ero en la posición del subíndice. E n la fórm ula C aC l2 se sobrentiende que el ion calcio lleva el subíndice 1, pero el 2 del cloro se escribe explícitam ente: C aCl2, no C a1C l2. L a fórm ula C aC l2 indica la presencia de tres iones en total, d a la proporción de iones calcio y cloruro (1 a 2) y re ­ presenta el com puesto: cloruro de calcio. A sí pues, la fórm ula es un a form a sim bólica de m ostrar un com puesto con un ion C a2+ y dos iones C l- . E ste m ism o procedim iento p ara escribir fórm ulas es aplicable siem pre que la carga d e uno de los iones es un m ú ltip lo sencillo de la carg a del otro ion. P or ejem plo, la fórm ula deln itrurod ep otasioe sK 3N.

Tres iones K+ tienen la m ism a carga que un ion N 3 -; la fórm ula es K 3N, nitruro de potasio.

E n los ejem plos que siguen se ilustra un procedim iento en tres pasos p ara escribir fórm ulas, el cual resu lta especialm ente útil cuando la carga de un ion no es un m últiplo

sencillo de la carga del otro ion. E s indispensable que m em orices las cargas de los iones com unes; por ahora, y h asta que lo hagas, quizá necesitarás consultar las tablas 6.1 y 6.2 p ara conocer las cargas de los iones.

E J E M P L O 6 .3

F ó rm u la s q u ím ic a s c o n io n e s m o n o a tó m ic a s

E scribe la f órm ulaq uím icad eló xido dea lum inio( F ig.6 .3). SOLUCIÓN ■ P A S O 1 E scribe los sím bolos quím icos (con carga) del catión y del anión, con el catióne np rim ert érm ino. A l3 + y O 2 — ■ P A S O 2 D eterm ina el núm ero m ás pequeño de iones de cada tipo que se n ecesi­ tan p ara dar una carga global de cero. Prim ero, calcula el m ínim o com ún m últiplo (M CM ) de las cargas de los iones, sin tener en cuenta los signos. E n el caso de A l 3 + y O 2 —, con cargas de 3 + y 2 —, el M C M es 3 X 2 = 6. D ivide el M C M entre la car­ ga del ion para calcular el núm ero de iones que necesitas. 3+ Sen ecesitand osi ones A l 3 :

Sen ecesitant resi onesO

2— 2 :

M CM 6 --------------------— = —2 N o tom es en cuenta los C arga del ion 3 . , , , , & signosa lc alculare l I El mínimo común múltiplo es el M CM I M CM 6 -------- ——— = — - = 3 C arga del ion 2

■ P A S O 3 E scribe la fórm ula quím ica con los subíndices apropiados p ara que el com puesto sea neutro en térm inos de carga. E n el caso del óxido del alum inio, su fórm ula es: A l2 O 3 . P orú ltim o,c om pruebae lr esultado:2 A l 3 + + 3 O 2 —= 2 ( + 3 ) + 3 (—2) = 0 E J E R C IC IO 6.3 (a) E scribe la f órm ulaq uím icad el sulfurod ea lum inio. (b) E scribe la fórm ula quím ica del óxido de crom o(III), que se em plea com o pigm entov erdee nc erám ica. E n el paso 2 del ejem plo 6.3 se utilizó un M C M de 6 p ara saber que se necesitarían dosi onesa lum iniop orc adat resi onesó xidop arae scribirl a f órm ula. A hora que ya sabes p o r qué se em plean los subíndices 2 y 3, es probable que el si­ guiente “atajo” te resulte útil al escribir fórm ulas cuando la carga de uno de los iones no es un m últiplo sencillo de la carga del otro ion. A dvierte que el subíndice que se coloca después de uno de los iones es igual que el valor num érico (sin considerar el signo) de la carga del otro ion, com o se m uestra en los ejem plos que siguen.

Iones participantes: Fórmula química:

Figura 6.3 El óxido de aluminio, Al2 O3, es un polvo blanco que funde a 2030°C. Entre sus usos se cuentan la producción de aluminio metálico, de abrasivos, cerámica, papel y gemas artificiales.

AP+

O?' AloOq

número entero más pequeño entre el que se pueden dividir ambos números de carga. Excluye los signos.

E J E M P L O 6 .4

Fórmulas químicas con base en el MCM

E scribel a f órm ulaq uím icad eln itrurod em agnesio. SO LUCIÓN ■ P A S O 1 E scribe los sím bolos quím icos (con carga) del catión y del anión, con el catióne np rim ert érm ino. M g2 + y N 3■ P A S O 2 D eterm ina el núm ero m ás pequeño de iones de cada tipo que se n ecesi­ tan p ara dar u na carga global de cero. P ara ello, encuentra el núm ero entero m ás p e­ queño entre el que am bos núm eros de carga son divisibles: el M C M . E n el caso de M g 2 + y N 3 - el M C M es 2 X 3 = 6. (N o tom es en cuenta los signos.) M CM Sen ecesitant resi onesM g 2 +: C a rg a d e lio n - ~2

6 - 3

M CM

Sen ecesitand osi o n e s N 3 :

6 — ~r~ — 2 C arga del ion 3

■ P A S O 3 E scribe la fórm ula quím ica con los subíndices apropiados p ara que el com puestos ean eutroe n t érm inosd ec arga.L a f órm ulac orrectae s M g 3N 2 . P orú ltim o,c om pruebae lr esultado:3 M g 2 + + 2 N 3 - = 3 (+ 2 ) + 2 ( - 3 ) = 0. E J E R C I C IO 6 .4 (a) E scribel a f órm ulaq uím icad ela rseniurod eb ario. (b) E scribe la fórm ula quím ica del sulfuro de estaño(IV ), que se em plea com o pigm entod oradod ei m itación.

Figura 6.4 El dicromato de amonio, (NH4 )2 Cr2 O7, es un sólido cristalino de color naranja que se emplea en la tinción de telas, en la preparación del cuero, en fotografía y en pirotecnia.

^6.4

Uso de parénte sis en la es critura de fórmulas químicas

L os iones poliatóm icos — los que contienen m ás de un tipo de átom o— se encierran en ­ tre paréntesis cuando está presente m ás de un a unidad del ion.

A l escribir la fórm ula quím ica de un com puesto que contiene un ion poliatóm ico, el ion se encierra entre paréntesis seguidos de un subíndice que indica el núm ero de iones poliatóm icosp resentes.

E sta regla sobre el uso de paréntesis debe seguirse invariablemente, a m enos que el subín­ dice sea (1), que no se escribe, en cuyo caso no se necesitan paréntesis. Por ejemplo, para escribir la fórm ula del dicrom ato de am onio con los iones N H 4+ y Cr2O72- se necesitan dos iones am onio por cada ion dicrom ato a fin de que las cargas sean iguales (Fig. 6.4). D os iones N H 4+ balancean un ion C r2O72 , así que la fórm ula es (NH 4)2C r2O7 A nálogam ente, para escribir la fórm ula del fosfato de m agnesio con los iones M g 2+ y PO43- se necesitan tres iones m agnesio por cada dos iones fosfato para conseguir la neutra­ lidad. E ne stec aso,e lm ínim oc om únm últiploe s6 .

Tres iones M g2+ balanceand osi onesP O43 , así que la fórm ula es M g 3(PO 4)2. A dvierte que el m agnesio (un ion m onoatóm ico) no se encerró entre paréntesis; en cam ­ bio, el fosfato (un ion poliatóm ico) se encerró entre paréntesis antes de escribir el sub­ índice. A le scribirf órm ulasq uím icas, no seu sanp aréntesisd onden os en ecesitan.

1. Los paréntesis no se usan a m enos que vayan seguidos de un subíndice. Por ejemplo: con C a2+ y SO42 -,e scribe C aSO 4, no C a(SO 4); con N H 4+ y SO42 -,e scribe (NH 4)2SO4, no (NH 4)2(SO 4). 2. Los iones m onoatómicos no se encierran entre paréntesis en las fórmulas. Por ejemplo: con C a2+ y C l , e scribe C aC l2, no C a(C l)2; con A l3+ y C l , e scribe A lC l3, n o A l(C l)3; con A l3+ y SO42 -,e scribe A l2(SO 4)3, no (A l)2(SO 4)3. Sigue los pasos descritos en los ejem plos de este capítulo, y p ractica la escritura de fórm ulas quím icas m ientras resuelves los ejercicios com plem entarios y los problem as d elf inald elc apítulo.

E J E M P L O 6 .5

Uso de paréntesis en las fórmulas

E scribe las fórm ulas quím icas para los siguientes com puestos: (a) hidróxidod ec obalto(III) (b) clorurod ec obalto(II) SO LUCIÓN (a) ■ P A S O 1 E scribe los sím bolos quím icos (con carga) del catión y del anión, con el catión en prim er térm ino. C o 3+ y O H ■ P A S O 2 D eterm ina el núm ero m ás pequeño de iones de cada tipo que se n e­ cesitan para dar una carga global de cero. E n este caso, son necesarios un ion C o 3+ y tres iones O H - . ■ P A S O 3 E scribe la fórm ula quím ica con los subíndices apropiados p ara que el com puesto sea neutro en térm inos de carga. L a fórm ula correcta es Co(O H )3. O bserva que el ion hidróxido está encerrado entre paréntesis y va seguido del subíndice 3. Por tanto, cada unidad form ular contiene un átom o de cobalto, tres átom os de oxígeno y tres átom os de hidrógeno. A hora, com prueba el re ­ sultado:! C o 3+ + 3 O H - = 1 (+ 3 ) + 3 ( - 1 ) = 0. (b) L a fórm ula del cloruro de cobalto(II) es C oC l2, sin paréntesis; no contiene iones poliatóm icos. I E J E R C I C IO 6.5 E scribe lasf órm ulasq uím icasd el osc om puestoss iguientes. (a) nitratod eh ierro(III) (b) sulfatod eh ierro(III) (c) sulfurod eh ierro(III)

I Conexión con el aprendizaje P robablem ente necesitarás p racticar m ucho para hacerte experto en e scrib ir con rapidez fórm ulas y nom bres de sustancias quím icas, pero estas destrezas serán necesarias para trabajar en los tem as y problem as de los capítulos subsiguientes.

Véanse los problemas 6.11-6.14.

Cómo saber el nombre de un compuesto iónico a partir de su fórmula Para escribir el nom bre de un com puesto iónico cuando se conoce la fórmula, basta con es­ cribir el nom bre del ion negativo primero, luego la conjunción de y finalmente el nom bre del ion positivo, com o se m uestra en el ejem plo que sigue. Luego, resuelve el ejercicio 6.6. E J E M P L O 6 .6

Nombres d e com puestos iónicos

¿C uál es el nom bre del com puesto K 2S? SO LUCIÓN E l com puesto contiene dos iones potasio, K+, y un ion sulfuro, S2—. E l com puesto es el sulfuro dep otasio . E J E R C I C IO 6.6 N om bral osc om puestos (a) C aC l2, (b) Z n(N O 3)2 y (c) N a2SO 4.

í Figura 6.5 Las brocas de barrena y buriladoras revestidas de nitruro de titanio(III) tienen una duración varias veces mayor que las brocas normales; son especialmente deseables para trabajar con metales. (Véase el ejercicio 6.7.)

Si uno de los dos iones tiene carga variable, com o Fe(II) y Fe(III) o Sn(II) y Sn(IV), po r ejem plo, el nom bre debe identificar explícitam ente el ion que está presente. Se pu e­ de usar el nom bre del sistem a Stock, cloruro de hierro(II), o el nom bre m ás antiguo, cloruro ferroso, pero es incorrecto referirse al com puesto sim plem ente com o cloruro de hierro,p uese su nn om brei ndefinidoy ,p orc onsiguiente,i ncorrecto. C uando el catión puede tener m ás de una carga, es posible que el valor de ésta no sea obvio. R ecuerda que la sum a de todas las cargas positivas y negativas debe ser cero. Si la carga de un ion positivo es variable, prim ero establece la carga negativa total (la carga del ion negativo m ultiplicada por el núm ero de iones negativos que participan). L a carga positiva total debe ser igual a la carga negativa total p orque los com puestos son neutros. D ivide la carga positiva total entre el núm ero de iones positivos que aparecen en la fórm ula p ara obtener la carga del catión. Por ejem plo, Sn(SO 4)2 contiene un ion estaño, pero hay dos cargas posibles. Para saber cuál es la carga del ion estaño, prim ero establece la carga negativa de dos iones sulfato: 2 ( —2) = —4. L a carga positiva total debe ser, por tanto, + 4 . D ivide esta carga totale ntree ln úm erod ei onese stañod elc om puesto.E n e stec aso, C arga positiva total + 4 1

El nom bre sulfuro de hierro es inaceptable, pues no es definido.

+4

E l catión es Sn4+. E l nom bre del com puesto es sulfato de estaño(IV ) o sulfato estánico.

E J E M P L O 6.7 I Conexión con el aprendizaje

io n positivo

Nombres d e com puestos iónicos

¿C uál es el nom bre del com puesto FeS? I SO LUCIÓN H ay dos tipos de iones hierro, F e2+ y F e3+. H ay un ion sulfuro, S2—, por cada ion hierro de la fórm ula, de m odo que el ion hierro de este com puesto debe ser F e2+, conocido co ­ m o hierro(II) o ferroso. E l nom bre del FeS es sulfurod eh ierro(II) o sulfurof erro so . E J E R C I C IO 6.7

Véanse los problemas 6.15-6.22.

(a) N om bra el com puesto F e2(SO 4)3, que se em plea en pigm entos y en la tinción de telas. (b) N om bra el com puesto TiN, que se utiliza en ciertas brocas de b arren a y burilado­ ras. (Fig. 6.5)

Nombres y fórmulas de compuestos binarios de no metales Se form a un com puesto covalente (m olecular) binario cuando los átom os de dos ele­ m entos no m etálicos com parten uno o m ás pares de electrones. E l dióxido de carbono y el m onóxido de carbono son dos ejem plos. A l nom brar com puestos de este tipo, h ab i­ tualm ente se nom bra prim ero el elem ento del com puesto que está m ás cerca del flúor en la tabla periódica. P or ejem plo, en un com puesto de nitrógeno y oxígeno, el oxígeno precede al n itrógeno en el nom bre, aunque no en la fórm ula. E n los casos en que hay in ­ certidum bre, la IUPAC h a establecido el siguiente orden de preferencia p ara decidir cuál no m etal se nom bra prim ero. B > Si > C > P > N > H > S > I > Br > C l > O > F E l núm ero de átom os de cada elem ento presentes en la m olécula se indican m ediante un prefijo griego (Tabla 6.3). E n general, el prefijo m ono- se om ite respecto al prim er ele­ m ento de un com puesto, a m enos que esto origine un nom bre am biguo. D e acuerdo con las norm as de la IUPAC, la últim a “o” de m ono- y la últim a “a” de tetra, penta, etc., se eli­ m inan cuando el prefijo va unido a un nom bre que com ienza con la letra “o” . Así, por ejemplo, m onóxido de carbono no se escribe m onoóxido de m onocarbono. E n el caso de los com puestos binarios, los que tienen dos tipos de átom os, el segun­ do elem ento del com puesto lleva el sufijo -uro , e - id o cuando se trata del oxígeno. Por ejem plo, SO 2 es dióxido de azufre. E n la tabla 6.4 se indican los nom bres y fórm ulas de varios com puestos covalentes binarios. D os com puestos m oleculares binarios m uy conoci­ dos que conservan sus nom bres tradicionales son el agua, H 2 O, y el am oniaco, N H 3 . O tros ejem plos son el óxido nítrico, N O , y el óxido nitroso, N 2O (tam bién conocido com og ash ilarante),q uel osd entistase m pleanc om oa nestésico. I E J E M P L O 6 .8

I N om bres tradicionales de com puestos m oleculares com unes Agua, H 2O A m oniaco, N H 3 Ó x id o nítrico, N O Ó x id o nitroso, N 2O

Nombres de com puestos covalentes binarios

E scribe un nom bre apropiado cuando se indica la fórm ula. E scribe la fórm ula cuando se indicae ln ombre. (a) pentóxidod ed initrógeno Figura 6.6 La cabeza de los fósforos que se encienden al frotarlos sobre cualquier superficie contiene

(b) tetraclorurod ec arbono (c) N O 2 (d) P 4 S 3 ; se em plea en los fósforos que encienden al frotarlos sobre cualquier super­ ficie (Fig. 6.6).

Carbono

Azufre

C o m p u e s to s b i n a r i o s d e n o m e ta l e s Fórmula

Nombre

NO

Monóxido de nitrógeno f

Dióxido de carbono

NO 2

Dióxido de nitrógeno

CS 2

Disulfuro de carbono

N2 O

Monóxido de dinitrógeno |

CCl4

Tetracloruro de carbono

N2O3

Trióxido de dinitrógeno

SO 2

Dióxido de azufre

N2 O5

Pentóxido de dinitrógeno

SO 3

Trióxido de azufre

PBr3

Tribromuro de fósforo

S ‘TI

T a b la 6.4

Fórmula

Nombre

CO

Monóxido de carbono*

CO 2

Hexafluoruro de azufre

PCl5

Pentacloruro de fósforo

Nitrógeno

Fósforo

* La “o” final de mono- se omite cuando va unida a óxido. + El prefijo mono- se omite en el caso del primer elemento. El N O también se llama óxido nítrico. + El N2O también se llama óxido nitroso.

LA QUÍMICA EN NUESTRO MUNDO Ó x id o n ítr ic o , m e m o r ia y e n v e je c im ie n to :¿ e s tá n re la c io n a d o s ? Por todo el cuerpo humano se producen moléculas sencillas de óxido nítrico, NO, constituidas por un solo átomo de nitrógeno unido a un átomo de oxígeno. El óxido nítrico actúa como men­ sajero biológico e interviene en diversas funciones biológicas. El sistema inmunológico lo emplea para combatir las infecciones. Puede provocar la dilatación de los vasos sanguíneos y regular así la presión sanguínea y la erección del pene. También desem­ peña un papel en la emisión y recepción de señales nerviosas. Los neurocientíficos, las personas que estudian la forma como el cerebro transmite y guarda información, han reportado información que sugiere que el NO puede ser una molécula men­ sajera que interviene en la memoria, la organización espacial y el aprendizaje. A mediados de los años ochenta, los científicos des­ cubrieron que ciertas células del sistema inmunitario utilizan el NO como agente de autodefensa química, pues emiten dosis tóxi­ cas de NO para matar bacterias y otros agentes nocivos. Investigadores británicos encontraron que el NO impide la elevación excesiva de la presión sanguínea. El tejido que reviste las paredes interiores de los vasos sanguíneos (el endotelio) li­ bera NO para relajar los músculos de los vasos. Esto provoca su dilatación, con el consecuente descenso de la presión sanguínea. Otros investigadores descubrieron que el NO combate la aglo­ meración de células sanguíneas que obstruye las arterias. También se encontró que el endotelio de los pacientes con aterosclerosis (endurecimiento de las arterias) produce menos NO que las ar­ terias normales. Ahora, la meta que se persigue es el descubri­ miento de fármacos que liberen NO lentamente y mantengan el flujo de la sangre hacia el corazón. El óxido nítrico también tiene un aspecto negativo. Se sos­ pecha que es uno de los culpables de varios padecimientos como la hemofilia, el cáncer de colon y la enfermedad de Alzheimer. Los investigadores estudian la relación entre el NO y el proceso de envejecimiento en conjunto, con la esperanza de poder retar­ darlo. Investigadores de la Universidad Johns Hopkins de Balti­ more encontraron que se produce NO en el hipocampo, que ac­ túa como importante centro de regulación del aprendizaje y la memoria. Su hipótesis es que el NO actúa como una de las cla­ ves del sistema de comunicación interna del cerebro. De ser esto correcto, las investigaciones subsiguientes sobre el NO podrían llevar a descubrir fármacos capaces de ayudar a las personas con capacidades declinantes de aprendizaje y de memoria, lo ques ea sociaa l ae nfermedadd e Alzheimer. Los expertos advierten que una deficiencia de NO puede ser peligrosa, pero un exceso de esta sustancia llega a ser tóxico.

El prem io Nobel de 1998 fue otorgado a investigadores que descub rieron im portantes funciones del óxido nítrico, NO, en el sistem a cardiovascular.

De hecho, es posible que durante un ataque de apoplejía algunas células del cerebro liberen suficiente NO para matar otras célu­ las cerebrales. Las investigaciones con ratas ya han demostrado que ciertas sustancias químicas bloquean la producción de NO en el cerebro y, por tanto, reducen en grado importante el daño causado por un ataque de apoplejía. Esto sugiere que podría ha­ ber fármacos, útiles en las salas de emergencia de los hospitales, capaces de bloquear la producción de NO en las víctimas de apoplejía, para de esta manera reducir los daños. Investigadores del Instituto Scripps de California, junto con un bioquímico de Ohio, informaron en 1997 que habían estableci­ do la compleja estructura molecular de la enzima que elabora NO a partir de L-arginina (un aminoácido) y otras sustancias quími­ cas. Los farmacólogos sugieren que es posible desarrollar fárma­ cos que regulen la producción de NO. Esto sería una muy buena noticia para las víctimas de ataques de apoplejía y para las perso­ nas con padecimientos cardiacos o respiratorios, hipertensión arterial, cáncer, enfermedades de Alzheimer y de Huntington, y diversos trastornos en los que hay pérdida de la memoria. Nota: Se recom iendan las lecturas adicionales siguientes: “Bioinorganic Reactions of N itric Oxide ...”, Chemical & Engineering News, 6 de m ayo de 1996, págs. 38-42. “Biological Roles of Nitric O xide”, Scientific Am erican, mayo de 1992, págs. 68-77. “Crystal Structure Offers Clues to Nitric A cid Regulation” , Chemical & Engineering News, 20 de octubre de 1997, pág. 12. “N eural Eavesdropping”, Scientific Am erican, mayo de 1992, pág. 16. “NO Delivery” , Chemistry (ACS), otoño de 2000, pág. 4. “NO News is Good News”, Science, diciembre de 1992, págs. 1862-3.

V ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ /

SO LUCIÓN L osp refijosg riegosi ndicane ln úm erod eá tom osp articipantes. (a) N 2 O 5 (b) C C l 4 (c) dióxidod en itrógeno (d) trisulfurod et etrafósforo

E J E R C IC IO 6.8 (a) E scribe lasf órm ulasq uím icasd eló xidon itrosoy d elt etróxidod ed initrógeno.

Véanse los problemas 6.23-6.26.

(b) E scribe lasf órm ulasq uím icasd ela m oniacoy d elt rióxidod ea zufre.

Número de oxidación de los átomos en los compuestos poliatómicos E n las secciones 6.1 y 6.3 se estudiaron las cargas específicas de iones m onoatóm icos com o N a+, M g2+ y C l- . E n los com puestos poliatóm icos estos iones individuales tie­ nen cargas específicas, pero no hay una carga iónica claram ente m ensurable asociada con los átom os de un ion poliatóm ico. P o r ejem plo, en el com puesto nitrato de sodio, N aN O 3, el sodio tiene una carga d e 1 + , y e l ion nitrato, un a carga d e 1 - , p ero no hay un a carga iónica en el nitrógeno porque éste está unido de form a covalente con los áto ­ m os de oxígeno. N o obstante, se puede establecer la “carga aparente” que parece estar asociadac one ln itrógenoe ne lc om puesto. L as cargas de los iones sencillos y las “cargas aparentes” que se asignan a los áto­ m os dentro de los com puestos se llam an n ú m e ro s d e o x id ació n . E l núm ero de o x id a­ ción, tam bién conocido com o e s ta d o d e o xidación , de un átom o sirve p ara llevar la cuenta de los electrones en un sistem a de contabilidad electrónica. E n ocasiones resulta útil com parar los estados de oxidación de un elem ento com o el cloro, p o r ejem plo, que varían am pliam ente de un com puesto a otro. Tam bién m uchos m etales de transición tie­ nen varios estados de oxidación. P or ejem plo, el m anganeso tiene seis estados de oxida­ ción, cada uno de un color diferente, com o se m uestra en la tabla 6.5 y en la Fig. 6.7. C onsidere las reglas siguientes para asignar núm eros de oxidación a un elem ento dentro de un ion o un com puesto. R e g la sp a r a a s ig n a r n ú m e ro s d e o x id a c ió n 1. A todo elem ento unido consigo m ism o se le asigna un núm ero de oxidación de ce­ ro. E jem plos: K, Fe, H 2, O 2. 2. E n un com puesto, la sum a de todos los núm eros de oxidación de todos los átom os esc ero. 3. E n un ion poliatóm ico, la sum a de los núm eros de oxidación de todos los átom os es igual a la carga del ion. 4. A todos los iones m onoatóm icos se les asignan núm eros de oxidación iguales a la carga de los iones. E jem plo: el núm ero de oxidación de un ion K+ es + 1 . 5. C uando un com puesto o ion contiene oxígeno, por lo regular tiene un núm ero de oxidación de - 2 . (Son excepciones los peróxidos, com o H 2O 2, en los que el o x íg e­ no tiene un núm ero de oxidación de - 1 . )

T a b la 6.5

N ú m e ro s d e o x id a c ió n d e l m a n g a n e s o

Ion o com puesto

Estado de oxidación del manganeso

MnO4-

+7*

Púrpura

MnO42-

+ 6

Verde oscuro

MnO3-

+5

Azul claro

MnO 2

+4

Pardo (sólido)

MnO3+

+3

Violeta rosado

MnO2+

+2 *

Rosado

Estados de oxidación más estables.

Color

Figura 6.7 Se forman iones MnO4- de color púrpura cuando se oxidan iones MnO42- de color verde (con el manganeso en un estado de oxidación de + 6 ) para dar iones MnO4- (con el manganeso en un estado de oxidación de +7 ).

6. E l hidrógeno tiene norm alm ente un núm ero de oxidación de + 1 , salvo en los hidrurosm etálicos,c om oN aH y L iA lH 4 , donde H e s —1. A l establecer el núm ero de oxidación de un átom o específico de un com puesto o ionp oliatóm ico,r esultaú tild ividire lp rocedim ientoe n t resp asos. ►►►

R eflexiona d e te n id a m e n te p o r p asos

Cómo establecer el número de oxidación 1. A nota los núm eros de oxidación conocidos de los átom os que aparecen en la fórmula. 2. M ultiplica el núm ero de oxidación de cada elem ento p o r el subíndice apropiado que se indica en la fórm ula. A nota estos núm eros de oxidación totales debajo de los sím bolosc orrespondientesd el a f órm ula. 3. E scribe una ecuación sencilla donde la sum a de todos los núm eros de oxidación sea igual a la carga del ion, o igual a cero en el caso de un com puesto. (R epresenta con un sím bolo el núm ero de oxidación desconocido, m ultiplicado por el núm ero de áto­ m os dele lem entoe n c uestión.)D espejae ln úm erod eo xidaciónf altante. P ractica el uso de estas reglas y pasos p ara establecer núm eros de oxidación en los ejem plosy e jercicioss iguientes.

E J E M P L O 6.9

Números d e oxidación en com puestos

¿C uál es el núm ero de oxidación del crom o en el dicrom ato de potasio, K 2 C r 2 O 7 ? SOLUCIÓN ■

■

PASO 1 Átomo

Número d e oxidación

K Cr O

+1 Cr (desconocido

= x)

— 2

P A S O 2 N úm erosd eo xidaciónt otales K ,C r ,0 ,

+2/

■

PASO 3

c?

V_ _ 14

+ 2 + 2x + ( —14) = 0 2x = + 1 2 x = +6

L a sum a de todos los núm eros de oxidaciónd eu n c om puestoe sc ero

E l núm ero de oxidación del crom o en el dicrom ato de potasio es + 6 . E J E R C I C IO 6.9 (a) ¿C uál es el núm ero de oxidación del nitrógeno en el N aN O 3 ? (b) ¿C uál es el núm ero de oxidación del nitrógeno en el N aN O 2?

E J E M P L O 6 .1 0

Números de oxidación en iones

¿C uál es el núm ero de oxidación del cloro en un ion clorato, C lO 3 —?

SOLUCIÓN ■ PASO 1 Átomo

Número de oxidación

Cl O

Cl (desconocido = x) - 2

■ P A S O 2 N úm erosd eo xidaciónt ótales C IO ,

■ PASO 3 x + ( - 6 ) = - 1 L a ctrga cfel ón es - 1 .

I Conexión con el aprendizaje C o n la práctica, aprenderás a efectuar m entalm ente el paso 3 , sin escribirlo.

x = +5 E l núm ero de oxidación del cloro en un ion clorato es + 5 . E J E R C IC IO 6.10 (a) ¿C uál es el núm ero de oxidación del carbono en un ion carbonato, C O 32 -? (b) ¿C uál es el núm ero de oxidación del carbono en un ion hidrogenocarbonato, HCO3 ?

Véanse los problemas 6.27-6.28.

^6.8^ Nomenclatura de los ácidos y sus sales C iertos com puestos liberan iones hidrógeno, H+, cuando se disuelven en agua. Estas sustancias reciben el nom bre de ácidos; tienen un sabor agrio característico y reaccio­ nan con ciertos m etales produciendo hidrógeno gaseoso. L a nom enclatura (nom bres) tradicional de los ácidos es diferente de la nom enclatura de los dem ás com puestos. Por ejem plo, el H N O 3 en solución acuosa se conoce com o ácido nítrico, no com o nitrato de hidrógeno.

Ácido clorhídrico E l cloruro de hidrógeno gaseoso, H Cl(g), es un com puesto m olecular. Sin em bargo, una solución a c u o sa (se abrevia ac) de cloruro de hidrógeno, un a solución de H C l en agua, tiene propiedades totalm ente distintas; se trata del conocido ácido clorhídrico, HCl(ac) (Fig. 6.8). C uando se disuelve H C l en agua, se form an iones H+ y C l- , hecho que se d e­ m u estra m idiendo la conductividad eléctrica de la solución ácida. A unque el agua d esti­ lada es m ala conductora, el ácido clorhídrico es un excelente conductor de la electricidad debido a la p resencia de iones. L os ácidos que se ionizan totalm ente se clasifican com o ácido sfu e rte s. C uando el H C l libera un ion hidrógeno, H+, éste se com bina con el agua p ara for­ m ar un io n h id ro n io , H 3O +.E star eaccións er epresentac om os igue. H C l(g) + H 2O H C l gaseoso A gua

------>

H 3O+ Ion hidronio

+

C lIon cloruro

C onocidoc om oá cidoc lorhídrico Se puede pensar en los iones hidronio de las soluciones ácidas com o iones hidrógeno u nidosa m oléculasd ea gua. Todas olucióná cidac ontienei onesh idronio.

Figura 6.8 El ácido clorhídrico, HCl(ac), se produce disolviendo cloruro de hidrógeno gaseoso en agua. Este ácido se emplea extensamente en la refinación de petróleo, en la preparación de alimentos y para limpiar metales, así como en muchos procesos industriales.

Ácido acético y ácido carbónico E l sabor agrio del vinagre se debe a la p resencia de iones hidronio (hidrógeno) en el áci­ do acético. A diferencia del ácido clorhídrico, el ácido acético es m al conductor de la electricidad; cuando se disuelve ácido acético en agua, sólo una pequeña fracción de sus m oléculas se ionizan. E l ácido acético, al igual que otros ácidos que contienen carbono, se clasifica com o un ácido débil. L a fórm ula del ácido acético se escribe H C 2H 3O 2 o C H 3CO O H . L as fórm ulas estructurales siguientes m uestran los enlaces y la ionización delá cidoa céticop arad ari ones acetatoe h idrógeno.

H -C -C H Figura 6.9 Todas las bebidas carbonatadas contienen ácido carbónico, H2 CO3, que se forma cuando se disuelve dióxido de carbono gaseoso en agua.

+ H+

H -C -C V

„

h

V

L ai onizaciónd elá cidoa céticot am biéns ep ueder epresentarc om os igue: C H 3C O O H ---- t C H 3CO O ~ Á cidoa cético

Iona cetato

+

H+ Ionh idrógeno

L as estructuras m uestran que los átom os de hidrógeno unidos a carbono no se ioni­ zan; el único hidrógeno que se desprende y se ioniza está en el grupo — C O O H del áci­ do. E ste grupo — C O O H se llam a g ru p o carb o x ilo . A dem ás del ácido acético, hay m uchos otros ácidos que contienen el grupo carboxilo unido a un a cadena de átom os de carbono. E n todos los casos, la acidez de estos ácidos orgánicos, conocidos com o ácidos carboxílicos, se debe al hidrógeno del grupo carboxilo. E l grado de ionización es peque­ ño en estos ácidos carboxílicos; por esta razón, se les clasifica com o ácidos débiles. O tro ácido débil im p o rtan te es el ácido carbónico, H 2C O 3, qu e se fo rm a cuando se disuelve dióxido de carbono en agua. Todas las b ebidas carb o n atad as contienen ácido carbónico (Fig. 6.9). M em oriza los nom bres y fórm ulas del ácido acético y del ácido carbónico.

Otros ácidos, sus sales y los números de oxidación C uando el hidrógeno de un ácido se sustituye p o r un catión, el com puesto iónico que se form a es una sal. Por ejem plo, el cloruro de sodio (sal com ún) es la sal de sodio del áci­ do clorhídrico. D e m odo análogo, el cloruro de calcio, CaCl2, es la sal de calcio del ácido clorhídrico. E n la tabla 6.6 se m uestran los nom bres y fórm ulas de algunos ácidos, sus aniones y sales representativas. D ebes m em orizar los nom bres y fórm ulas de ciertos ácidos,d ea cuerdoc onl asi ndicacionesd et up rofesor. V arios de los ácidos de la tabla 6.6 son oxiácid o s; sus aniones contienen oxígeno unido a otro no metal. A dvierte que los oxiácidos de nitrógeno, fósforo, azufre y los halógenost ienenu nan om enclaturac ongruente: L os aniones de los oxiácidos con la term inación -ico llevane ls ufijo- ato. Por ejem plo, el ácido sulfúrico libera aniones sulfato, y el ácido nítrico, aniones nitra­ to. A sí, el sulfato de sodio y el sulfato de calcio son sales del ácido sulfúrico; el nitrato de sodio y el nitrato de potasio son sales del ácido nítrico. L os aniones de los oxiácidos con la term inación -oso llevane ls ufijo- ito. P or ejem plo, el ácido sulfuroso libera aniones sulfito, y el ácido nitroso, aniones nitrito. A sí, el sulfito de sodio es un a sal del ácido sulfuroso, y el nitrito de sodio es una sal del ácido nitroso. (Lee el recuadro “L a quím ica en nuestro mundo: E l nitrito de sodio” .)

T a b la 6.6

Fórmula del ácido

Á c id o s im p o r t a n t e s y s u s s a le s

Nombre del ácido

Fórmula del anión

Nombre del anión

Sal representativa

Estado de oxidación del átom o identific.

Ácidos binarios de halógenos HF

Ácido fluorhídrico

F—

Ion fluoruro

NaF

F = —1

HCl

Ácido clorhídrico

Cl—

Ion cloruro

NaCl

Cl = —1 Br = —1

HBr

Ácido bromhídrico

Br—

Ion bromuro

NaBr

HI

Ácido yodhídrico

I—

Ion yoduro

NaI

I = —1

Ácido sulfúrico

SO42-

Ion sulfato

CaSO 4

S = +6

Ácido sulfuroso

I

Ion sulfito

Na2 SO3

S = +4

H2 S

Ácido sulfhídrico

S2—

Ion sulfuro

Na2 S

S = —2

Ácido nítrico

n o 3—

Ion nitrato

kno3

N = +5

NO 2 —

Ion nitrito

kno2

N = +3

Ion fosfato

Ca3(PO4)2

P = +5

h p o 32—

Ion monoNa3 HPO 3 hidrogenofosfito

P = +3

3

2

H 2 SO 4 H 2 SO 3

S O

Ácidos que contienen azufre

Ácidos que contienen nitrógeno o fósforo HNO 3

H 3 PO 3

Ácido fosforoso

1

Ácido nitroso Ácido fosfórico

4 3O P

HNO 2 H 3 PO4

Ácidos im portantes que contienen carbono H 2 CO 3

Ácido carbónico

c h o 3—

Ion bicarbonato

NaHCO 3

C = +4

CH 3 COOH*

Ácido acético

c h 3c o o —

Ion acetato

NaCH 3 COO

C =

Ácido perclórico

ClO4—

Ion perclorato

KClO 4

Cl = + 7

0

Oxiácidos que contienen cloro f HlO 4 HlO 3

Ácido clórico

ClO3—

Ion clorato

KClO 3

Cl = +5

HlO 2

Ácido cloroso

ClO 2 —

Ion clorito

KClO 2

Cl = +3

HlO

Ácido hipocloroso

ClO—

Ion hipoclorito

KClO

Cl =

* La fórmula del ácido acético se suele escribir como H C 2H 3O 2, y la del acetato, como C 2H 3O 2 . + Los demás oxiácidos que contienen halógenos, y sus sales, se nombran de forma análoga.

E l núm ero de átom os de oxígeno de un oxiácido con la term inación -oso es siem ­ p re uno m enos que el núm ero de átom os de oxígeno del ácido correspondiente con la term inación -ico (el átom o central de los ácidos -osos tam bién tiene siem pre un núm ero de oxidación m enor). P or ejem plo, el núm ero de átom os de oxígeno del ácido sulfuro­ so, el ácido nitroso y el ácido fosforoso es siem pre uno m enos que el núm ero presente en los ácidos -icos correspondientes: los ácidos sulfúrico, nítrico y fosfórico, respecti­ vam ente. D e form a análoga, el núm ero de átom os de oxígeno presentes en una sal con la term inación -ito es siem pre uno m enos que el núm ero presente en la sal correspon­ d iente con la term inación -ato. L os com puestos nitrito de sodio, N aN O 2, y nitrato de sodio,N aN O 3,i lustrane step unto. C uando se form an varios ácidos a p artir de un m ism o no m etal, el núm ero de oxi­ d ación del átom o no m etálico central puede variar am pliam ente, com o se m u estra en la tabla 6.6. Por ejem plo, advierte que se incluyen cinco ácidos que contienen cloro; en ca­ da uno el cloro tiene un núm ero de oxidación diferente. S e incluyen tres ácidos que c o n ­ tiene azufre; en cada uno, el azufre tiene un núm ero de oxidación distinto. T am bién se incluyen dos ácidos que contienen nitrógeno y dos m ás que contienen fósforo, ju n to con susn úm erosd eo xidación.

+ 1

LA QUÍMICA EN NUESTRO MUNDO E l n itr ito d e s o d io v is to d e c e r c a Los nombres de las sustancias químicas, al igual que los nom­ bres de las personas, se olvidan fácilmente a menos que uno se familiarice con ellos y memorice sus características peculiares. Un nombre como “nitrito de sodio”, por ejemplo, quizá signifique poco más que un nombre en un directorio telefónico, a menos

Nitrito de sodio, NaNO2

que uno lo conozca de primera mano, trabaje con él y aprenda algoi nteresanter espectoa é l. “Nitrito de sodio” es un nombre químico que probable­ mente reconoces, pues ha sido objeto de considerable contro­ versia. Durante muchos años se ha empleado el NaNO 2 para conservar carnes. Además de inhibir su descomposición, ayuda a conservar el color rosado de jamones ahumados, salchichas y carnes frías. Sin embargo, los nitritos han sido investigados co­ mo posible causa de cáncer en el estómago. En presencia del ácido estomacal, los nitritos se convierten en ácido nitroso, HNO2. Si el ácido nitroso reacciona con ciertos compuestos que se cla­ sifican como aminas secundarias, se forman compuestos nitro­ so. Las investigaciones han demostrado que los compuestos nitroso son potentes carcinógenos (sustancias que provocan cán­ cer). Preocupa la posibilidad de que se produzcan compuestos nitroso cuando las carnes que contienen nitritos se calientan a temperaturase levadasa la sarlaso f reírlas. Se ha reducido la cantidad permisible en los alimentos, pero esta medida puede no ser suficiente. La búsqueda de más infor­ mación y mejores productos es permanente; debemos desarrollar nuevos productos continuamente para sustituir los que han deja­ do de ser deseables o eficaces. Como todo en la vida, las necesi­ dades son siempre mayores que los recursos económicos.

V_______________________________________________________________________________________________________________ /

Ácidos que contienen halógenos y sus sales Com parem os ahora los cinco ácidos diferentes de la tabla 6.6 que contienen cloro. U no de ellos, el HCl, se incluye con los ácidos binarios, pues no contiene oxígeno. L os otros cuatro ácidos de cloro son oxiácidos: contienen un átom o de cloro ligado a diversos n ú ­ m eros de átom os de oxígeno. E n la tabla 6.6 se agrupan los oxiácidos de cloro. A dvier­ te que el núm ero de oxidación del cloro es diferente en cada uno de estos ácidos, y varía desde -1 en el H C l hasta + 7 en el H C lO 4. E n la tabla 6.7 se enum eran los sufijos de los oxiácidos de cloro y de sus aniones correspondientes. C om o en el caso de otros oxiácidos, advierte un a vez m ás que 1. L oso xiácidosc one ls ufijo -ico form an aniones y sales que term inan en -ato. 2. L oso xiácidosc one ls ufijo -oso form an aniones y sales que term inan en -ito . 3. U n oxiácido con el sufijo -oso siem pre tiene un átom o de oxígeno m enos que el áci­ do correspondienteq uet erm inae n -ic o . C uando hay m ás de dos oxiácidos de un no m etal en particutar, se usa el prefij o p er- junto con el sufijo -ico para indicar que el núm ero de átom os de oxígeno de un ácido

T a b la 6.7

S u fijo s d e á c id o s y s u s s a le s

Sufijo del ácido

Ejemplo

Sufijo del ion

Ejemplo

Ácid -ico

Ácido perclórico, HClO 4

-ato

Perclorato, ClO4-

-ito

Clorito, ClO2-

Ácido clórico, HClO 3 Ácid -oso

Ácido cloroso, HClO 2 Ácido hipocloroso, HClO

Clorato, ClO3-

Hipoclorito, ClO-

y de su anión correspondiente h a aum entado en uno (p er- tam bién identifica un m ayor estado de oxidación del cloro). Se usa el prefijo hipo- ju n to con el sufijo -oso para indi­ car que el núm ero de átom os de oxígeno de un ácido y de su anión correspondiente ha dism inuido en uno y que, asim ism o, el núm ero de oxidación del cloro h a dism inuido. L os dem ás ácidos que contienen halógenos, y sus sales, se nom bran de form a aná­ loga. Por ejem plo, el H B rO 3 y el H IO 3 se llam an ácido bróm ico y ácido yódico; sus aniones,B rO 3~ e I O3 ,s el lam ani onesb rom atoy y odato,r espectivam ente.

Sales de ácidos polipróticos E l ácido sulfúrico, H 2SO4, se clasifica com o ácido diprótico, pues tiene dos átom os de hidrógeno reem plazables por otros cationes. Cuando los dos átom os de hidrógeno del ácido sulfúrico se sustituyen po r iones sodio, se form a una sal: sulfato de sodio. C uan­ do los tres átom os de hidrógeno del ácido fosfórico, H 3PO 4, se sustituyen p o r iones so­ dio, se form a una sal: fosfato de sodio. L os nom bres y fórm ulas de sales com o éstas se escribenc om os ee xplicór espectoa o trosc om puestosi ónicose nl as ección6 .3. L os ácidos polipróticos, los que tienen m ás de un hidrógeno ácido ionizable, no pierden necesariam ente todos sus átom os de hidrógeno en las reacciones. L as sales que contiene uno o m ás átomos de hidrógeno reem plazables por otros cationes se llam an sales ác id a s. P or ejem plo, si se sustituye un solo ion hidrógeno del ácido sulfúrico, H 2SO4, p o r un ion sodio, se form a la sal ácida: hidrogenosulfato de sodio (N aH SO 4 o bisulfato de sodio). E sta sal ácida contiene el ion hidrogenosulfato, H SO 4 . E n la tabla 6.8 se m uestranl osn om bresy f órm ulasd ei onesy s alesq uec ontienenh idrógenosá cidos.

E J E M P L O 6.11

I Conexión con el mundo real El hidrogenosulfato de sodio se em plea en ciertos lim piadores de tazas de inodoro.

Á cidosysussales

E n los incisos que siguen, escribe la fórm ula quím ica d onde se indica el nom bre; escri­ b e el nom bre donde se m uestra la fórm ula quím ica. (a)

ácidoh ipocloroso

(b) ácidos ulfuroso

(c) ácidob róm ico

(d)

K C H 3C O O

(e) C a(C lO )2

(f) IO f

SOLUCIÓN C onsulta en las tablas 6.6 a 6.8 los nom bres y fórm ulas de com puestos sim ilares. (a)

H C lO

(b) H 2 S O 3

(c) H B rO 3

(d)

acetatod ep otasio

(e) hipocloritod ec alcio

(f) iony odato

T a b la 6.8 Ácido

I Conexión con el mundo real El hipoclorito de calcio es un producto quím ico com ún que se em plea para acondicionar el agua de las alb ercas dom ésticas. Véase el ejem plo 6 .11e.

S a le s y io n e s q u e c o n t i e n e n h id r ó g e n o s á c id o s Ion ácido

Nombre del ion

Sal representativa

Nombre de la sal

H2CO3

h c o 3~

Hidrogenocarbonato (bicarbonato)

NaHCO 3

Hidrogenocarbonato de sodio (bicarbonato de sodio)

H 2 SO4

h s o 4~

Hidrogenosulfato (bisulfato)

NaHSO 4

Hidrogenosulfato de sodio (bisulfato de sodio)

h 2so 3

h s o 3~

Hidrogenosulfito (bisulfito)

NaHSO 3

Hidrogenosulfito de sodio (bisulfito de sodio)

h 3p o4

H 2 PO4 -

Dihidrogenofosfato

NaH 2 PO 3

Dihidrogenofosfato de sodio

h p o 42-

Hidrogenofosfato

Na 2 HPO 4

Hidrogenofosfato de sodio*

*Algunos químicos dirían hidrogenofosfato de disodio, para mayor claridad.

E J E R C IC IO 6 .11 Véanse los problemas 6.29-6.36.

(a) E scribel a f órm ulaq uím icad elá cidoc arbónicoy e ln om bred elK H SO 4. (b) E scribel a f órm ulaq uím icad elh ipocloritod ec alcioy e ln om bred elC H 3CO O H .

Hidratos U n com puesto inorgánico cristalino que contiene un núm ero definido de m oléculas de agua recibe el nom bre de h id ra to . Estos sólidos cristalinos tienen una com posición defini­ da y no parecen contener humedad, pero un calentam iento m oderado provoca el desprendi­ miento de una cantidad fija de agua. Por ejemplo, cuando el hidrato sólido cristalino, de color azul brillante, del sulfato de cobre(II) se calienta p o r encim a de los 100°C en un tubo de ensayo, se desprende agua, la cual se m anifiesta en form a de gotitas de hu m e­ dad en la parte superior, m ás fría, del tubo de ensayo. A l retirar la fuente de calor, en el fondo del tubo queda un residuo sólido casi blanco. E l desprendim iento de agua del h i­ dratos er epresentac om os igue: calor.

Figura 6.10 Los cristales del pentahidrato de sulfato de cobre(II) poseen un color azul brillante característico. Esta sustancia se emplea en medicina, como conservador de madera y en procesos de galvanoplastia, entre otros usos.

CuSO 4 • 5H 2O

CuSO 4

5H 2O

H i dra to

Sal anhidra

A gua

C uando se elim ina el a g u a d e h id r a ta c ió n del hidrato, la sal que se obtiene se d es­ cribe com o una sa l a n h id ra , pues no tiene agua de hidratación. Si el hidrato es colori­ do, com o en el caso del sulfato de cobre(II), se produce un cam bio de co lo r a la p ar de la pérdida de agua; sin em bargo, los hidratos en su m ayoría son blancos, com o sus sales anhidras. Para escribir la fórm ula de un hidrato, coloca un punto centrado entre la fórm ula de la sal anhidra y el núm ero de m oléculas de agua de la unidad m ás sencilla del hidrato. C u SO4 • 5H 2O es la fórm ula del hidrato que se describe en nuestro experim ento. E n este com puesto, hay cinco unidades de fórm ula de H 2O asociadas con u na unidad form ular deC uSO 4 ene ls ólidoc ristalino( F ig.6 .10). Para escribir el nom bre de un hidrato, anota el nom bre de la sal anhidra precedido de las palabras hidrato de con el prefijo griego correspondiente (Tabla 6.3) p ara indicar el núm ero de m oléculas de agua del hidrato. E l nom bre del C uSO 4 • 5H 2O es p en tah i­ drato de sulfato de cobre(II). E n la tabla 6.9 se m uestran los nom bres y fórm utas de algunos hidratos. A dvierte que varios hidratos tienen nombres com unes y aplicaciones m uy conocidas.

E J E M P L O 6.12

Hidratos

E scribel a sf órm ulasd el osh idratoss iguientes. (a) decahidratod ec arbonatod es odio,t am biénc onocidoc om os osap aral avar. (b) heptahidratod es ulfatod em agnesio,t am biénc onocidoc om os ald eE psom . SOLUCIÓN (a) N a 2C O 3 • 10H 2 O (b) M gS O 4 • 7H 2 O E J E R C I C IO 6.12 E scribee ln om breq uím icod el osh idratoss iguientes. (a) C aSO 4 • 2H 2O. E ste com puesto tam bién recibe el nom bre de yeso. E s la sustancia ques ec olocae ntrec apasd ec artónp araf abricarm urosp refabricados. (b) C oC l 2 • 6H 2 O. C onform e este hidrato pierde agua, su color cam bia de rosado a azul. Tiras de papel de ensayo im pregnadas de este hidrato sirven p ara com probar lah um edadd eu nah abitación.

T a b la 6.9

N o m b r e s y f ó r m u l a s d e a lg u n o s h i d r a t o s Nombre químico (nom bre común)

Usos

CaSO 4 • 2H2O

Dihidrato de sulfato de calcio (yeso)

Placas de muro seco, figurillas de escayola

CuSO 4 • 5H2O

Pentahidrato de sulfato de cobre(II) (vitriolo azul)

Insecticida alguicida, conservador de madera

KAl(SO 4 ) 2 • l2H2O

Dodecahidrato de sulfato de aluminio y potasio (alumbre)

Auxiliar en la tinción de telas, incluso pantalones vaqueros

MgSO 4 • 7H2O

Heptahidrato de sulfato de magnesio (sal de Epson)*

Medicina (purgante), tinción, curtido

Na2 CO 3 • 10H2O

Decahidrato de carbonato de sodio (sosa para lavar)

Ablandador de agua, agentes de limpieza

Na2 B4 O 7 • 10H2O

Decahidrato de tetraborato de sodio (bórax)

Detergentes para lavandería, agente ablandador de agua

Na2 S2 O 3 • 5H2O

Pentahidrato de tiosulfato de sodio (hiposulfito para fotografía)

Revelado fotográfico

Fórmula del hidrato

*La sal de Ep so n d ebe su nom bre a Epson, Inglaterra, donde las aguas m inerales q u e contienen esta sal se usaban para rem ojar las articulaciones adoloridas.

Í6.10

Algunas sustancias químicas y sus usos

L a m ayoría de las personas conoce sólo por sus nom bres com unes a m uchas sustancias quím icas de uso cotidiano. Si bien los nom bres quím icos sistem áticos Stock identifican con precisión la com posición del com puesto, no ocurre lo m ism o con los nom bres co ­ m unes. N o obstante, el público en general continúa em pleando los nom bres com unes de las sustancias m ás conocidas. E n la tabla 6.9 se indican los nom bres com unes de algunosh idratos. L a tabla 6.10 incluye los nom bres com unes de varias sustancias quím icas m ás, ju n ­ to con sus fórm ulas, nom bres com unes y usos respectivos. U na de estas sustancias q u í­ m icas es el bicarbonato de sodio, cuyo nom bre com ún de bicarbonato p ara hornear se debe a su uso en ciertas recetas de cocina; tam bién ayuda a elim inar olores del refrig e­ rador. E l óxido de calcio es otra sustancia quím ica im portante, a la que se suele llam ar cal viva, o sim plem ente cal, y es un ingrediente básico del cem ento. C uando se m ezcla óxido de calcio con agua, se desprende gran cantidad de calor y se form a hidróxido de calcio. E ste procedim iento se llam a apagado, y el producto (hidróxido de calcio) se co ­ noce, por tanto, com o cal apagada. E n la tabla 6.10 podrás conocer nom bres com unes de m ás sustancias quím icas y sus usos.

Sus tancias quími cas indus tria les impor tantes Ciertas sustancias quím icas son especialm ente im portantes p ara la industria quím ica ac­ tual. Q uizá conozcas algunas de ellas, pero no otras, porque m uchas se em plean com o m aterias prim as para elaborar otros productos m ás conocidos. C ada año la industria quím ica produce cantidades enorm es de una extensa variedad de sustancias quím icas industriales que se em plean en la m anufactura de m etales y productos m etálicos, papel y sus derivados, productos alimenticios, fertilizantes, fibras sintéticas, adhesivos, plásticos, pintura y otros recubrim ientos, ferretería y productos para la construcción, m edicam entos que se venden con receta o sin receta m édica, cosméticos, productos de lim pieza y m uchos m ás. (Lee el recuadro “L a quím ica en nuestro m undo: C om puestos de alum inio: ¿dañi­ nos o benéficos?) P rácticam ente todos los productos com erciales im plican su preparación, ensayos o em paque por procesos químicos; es decir, han estado en contacto con la industria química.

T a b la 6 .1 0

A lg u n a s s u s t a n c i a s q u ím i c a s c o m u n e s ; s u s n o m b r e s , f ó r m u la s y u s o s

Ácido acético

CH 3 COOH

Vinagre

Carbonato de calcio

CaCO 3

Hidróxido de calcio

Ca(OH ) 2

Piedra caliza, mármol, calcita Cal apagada

Óxido de calcio Dióxido de carbono sólido

CaO CO 2

Cal viva Hielo seco

Monóxido de dinitrógeno (óxido nitroso) Etanol (alcohol etílico) Ácido clorhídrico

N2 O

Gas hilarante

C 2 H5 OH

Alcohol de grano

HCl

Ácido muriático

Óxido de plomo(II)

PbO

Litargirio

Hidróxido de magnesio Metanol (alcohol metílico) Carbonato de potasio

Mg(OH ) 2 CH 3 OH

Leche de magnesia Alcohol de madera

K2 CO 3

Potasa

Bicarbonato de sodio Carbonato de sodio

NaHCO 3 Na2 CO 3

Bicarbonato para hornear Sosa, soda

Cloruro de sodio Hidróxido de sodio

NaCl NaOH

Sal común Sosa cáustica, lejía

Tiosulfato de sodio Sacarosa

Na2S2O3

Hiposulfito Azúcar de caña o de remolacha

Ácido sulfúrico

H 2 SO 4

I Conexión con el mundo real Ácido sulfúrico, núm. 1: El ácido sulfúrico, que es el producto quím ico principal de Estad os Unidos, se em plea en la m anufactura de m ultitud de productos que prácticam ente todo el mundo utiliza.

C 1 2 H2 2 O

11

Ácido de acumulador

Encurtidos, aderezos para ensalada, fabricación de otras sustancias químicas Antiácidos, recubrimientos de tableta, fabricación de cemento Mortero, argamasa, neutralización industrial de ácidos Cemento, mortero, fabricación de acero Refrigeración de objetos enviados por correo, extinguidores de incendios (CO 2 licuado) Anestesia, oxidante para combustible de alta energía Aguardiente, cerveza, vino, combustible, disolvente industrial, manufactura química Limpieza de ladrillos y metales, presente en el ácido estomacal Cemento para conexiones de tubos metálicos Laxante, antiácido Disolvente, combustible, fabricación de adhesivos, plásticos, fibras Fabricación de vidrio, jabón y otras sustancias químicas Bicarbonato para hornear, polvos para hornear Fabricación de vidrio, papel, ablandadores de agua y otras sustancias químicas Sazonador, fusión de hielo Neutralización de ácidos, limpiadores, producción de papel y otras sustancias químicas Procesamiento fotográfico Edulcorante Fabricación de fertilizantes y otras sustancias químicas, refinación de petróleo

L a tabla 6.11 es una lista de algunas de las sustancias quím icas de uso m ás extendido, dispuestas en orden de su producción anual. A unque las cantidades que se producen en E stados U nidos varían año con año, vale la pena echar un vistazo a estas cantidades y a los nom bres, fórm ulas y usos de estas sustancias químicas. Piensa por un m om ento en los productos que com pras o utilizas. ¿C uáles no tienen que ver con sustancias quím icas de alguna m anera? Si crees que puedes citar algunos, ¡piénsalo dos veces! E l ácido sulfúrico, H 2SO4, aparece en p rim er lugar en la tabla 6.11. C on una p ro ­ ducción anual de 48 m illones de toneladas en E stados U nidos (43.5 m illones de tonela­ das m étricas), ocupa el prim er lugar en la producción de productos quím icos en ese país. I P ara tener una idea de la influencia que esta sustancia quím ica tiene en la eco n o ­ m ía de ese país, podem os calcular fácilm ente las ventas anuales totales si consideram os un costo prom edio de $84.00/ton. 4 8 0 0 0 0 0 0 ton -----------------------------------

ano

X

$84.00 ----------- = $4 0 0 0 m illo n es/añ o ton

T a b la 6.11

A lg u n a s s u s t a n c i a s q u ím i c a s i n d u s t r ia le s , s u p r o d u c c ió n y usos*

Nombre químico Fórmula

Producción anual en Estados Unidos (millones de ton)

Fuente

Algunos usos

Ácido sulfúrico H2SO4

48

Oxidación de azufre a SO 3 más agua

Fertilizantes (70%), procesamiento de metales, fabricación de otras sustancias químicas

Nitrógeno N 2 (líquido)

35 (80 000 Mm3)f

Aire licuado

Metales, manufactura química; producción de fertilizantes, refrigeración (—196°C)

Oxígeno

28 (64 000 Mm3)f

Aire licuado

Procesamiento y fabricación de metales (60%), productos químicos (2 0 %)

27

Refinación de petróleo

Plásticos de polietileno para envases de leche, etc. 75%, anticongelante (10%), fibras (5%)

CaO (de piedra caliza) más agua

Manufactura de metales, neutralización de ácidos, papel, control de la contaminación

Reacción de N2 + H2 Electrólisis de NaCl

Fertilizantes (80%), fibras, plásticos, explosivos (5%)

Fosfato roca fosfórica + ácido

Fertilizantes (95%), detergentes, alimento para animales

Electrólisis de NaCl

Manufactura de sustancias químicas (50%), papel, jabón, limpiadores

Minerales o salmuera

Vidrio y sustancias químicas (75%), detergentes y limpiadores ( 1 0 %)

NH 3 , O 2 y H 2 O

Fertilizantes (70%), plásticos, explosivos, fabricación de sustancias químicas

O 2

Etileno C

H2

C

H2

Cal apagada Ca(OH ) 2

2 1

Amoniaco NH3 Cloro Cl2

19

Ácido fosfórico H3PO4

13

Hidróxido de sodio NaOH Carbonato de sodio Na2 CO 3 Ácido nítrico HNO 3 Nitrato de amonio NH 4 NO 3

14

1 2

11

9 8

Sustancias químicas orgánicas y plásticos (65%), blanqueo de pulpa en la fabricación de papel y tratamiento de aguas ( 1 0 %)

Amoniaco + HNO 3

Fertilizantes, explosivos, sustancias químicas orgánicas

Urea (NH 2 )2 C = O

7

Reacción de NH 3 + CO 2

Fertilizantes (80%), alimentos para animales, plásticos

Dióxido de carbono CO 2

5

Subproducto del gas natural y de la fabricación de NH 3

Refrigeración (50%), bebidas (20%), metales y producción de sustancias químicas (15%)

Ácido clorhídrico HCl

4

Subproducto de manufacturas químicas

Refinación de petróleo, sustancias químicas y procesamiento de metales

*Las sustancias químicas aparecen en orden de producción anual estadounidense en 1999. f Mm3 5 millones de metros cúbicos.

L as ventas anuales de las otras sustancias quím icas m ás im portantes se pueden calcular d e f orm aa nálogas is ec onocee lp reciou nitario. C om o el ácido sulfúrico es el ácido de m ás bajo costo, se usa extensam ente en la industria para m uchos fines. A lrededor del 70% de todo el ácido sulfúrico se utiliza en la producción de fertilizantes. C uando se hace reaccionar ácido sulfúrico con m inerales ricos en fosfato de calcio se produce ácido fosfórico, el cual se em plea en la fabricación de cantidadese norm esd e f ertilizantesa b ased e f osfatos. O tro 10% de la producción de ácido sulfúrico se destina al procesam iento de menas de metales y a la fabricación de productos metálicos. U na parte del ácido sulfúrico se emplea

LA QUÍMICA EN NUESTRO MUNDO C o m p u e s to s d e a lu m in io : ¿ d a ñ in o s o b e n é fic o s ? Los compuestos de aluminio son sustancias importantes. Por ejemplo, para purificar el agua se usa sulfato de aluminio Al2 (SO4 ) 3 e hidróxido de calcio Ca(OH ) 2 (cal apagada). Otro uso está en antiácidos y analgésicos con hidróxido de aluminio (AlOH)3. En lo que toca a alimentación, al elaborar pan, queso y harinas para repostería, se usa fosfato sódico de alu­ minio como agente auxiliar para la fermentación. Y también es común cocinar en recipientes de aluminio. Algunos investigadores han expresado preocupación por la exposición a compuestos de aluminio. Al cocinar puede ocurrir una lixiviación (se extraen uno o varios solutos del sólido, medi­ ante la utilización de un disolvente líquido). En particular, al hervir tomates en ollas de aluminio, pues éstos tienen ácidos que disuelven una capa superficial de óxido de aluminio (Al2 O3), la cual se queda en los alimentos. Se ha vinculado el Alzheimer con el aluminio, pues se ha encontrado este elemento en los pliegues de una proteína de­ formada característica del padecimiento. Pero esto aún no se considera evidencia de una relación entre aluminio y

Véanse los problemas 6 .3 7 -6.4 0 .

Alzheimer. Se sabe que en esta enfermedad inciden factores genéticos que determinan la predisposición, y factores ambien­ tales que la desencadenan. Así que la pregunta aún está abierta: ¿es el aluminio uno de los factores ambientales que favorecen el desarrollo de Alzheimer?

C ie rto s productos de uso cotidiano, com o algunas h arinas para repostería, incluyen alum inio en su com posición.

en los acum uladores de autom óvil. L a industria quím ica consum e grandes cantidades de este ácido en la elabo ració n de otras sustancias q uím icas y de otros p ro d u cto s en los cam pos de la refinación de petróleo, plásticos, detergentes, tintes, m edicinas, insecticidas, herbicidas y m uchos m ás. E l ácido sulfúrico sigue siendo la sustancia quím ica m ás importante; su precio influye en gran m edida en el precio de m uchos otros productos.

Resumen del capítulo Con más de 25 millones de sustancias químicas diferentes, para cualquier sistema de no­ menclatura resulta indispensable contar con nombres y fórmulas carentes de ambigüedad. Cada especie química tiene una fórmula y un nombre definidos. Para nombrar los compues­ tos iónicos, es necesario conocer los nombres y símbolos precisos de los cationes y aniones que los forman. Las tablas 6.1 y 6 . 2 muestran varios iones. En los compuestos, los cationes con números de oxidación diferentes se nombran según el sistema Stock, que emplea números romanos para identificar el estado de oxidación, o en ocasiones mediante un sistema más antiguod es ufijos- oso e -ico. Los aniones que contienen oxígeno (oxianiones) terminan con el sufijo -ato o -ito. El sufijo -ato identifica el oxianión con número de oxidación más alto (el oxianión con más átomos de oxígeno). Cuando existen más de dos oxianiones de un mismo no metal, el ion con un número de oxidación más alto (y más átomos de oxígeno) se identifica mediante el uso combinado del sufijo -ato con el prefijo -per. De forma análoga, el uso del prefijo -hipo con el anión que tiene la terminación -ito identifica el anión con un número de oxidación más bajo, y menos átomos de oxígeno. Todos los compuestos binarios, los que tienen sólo dos tipos de átomos, terminan en el sufijo -uro o -ido para el caso del oxígeno. Todo ion que contenga más de un tipo de átomos se debe encerrar entre paréntesis antes de escribir el subíndice. Se expusieron las reglas pa­ ra nombrar compuestos iónicos cuando se conocen sus fórmulas, y para escribir las fórmulas cuando se indican sus nombres. En un ion poliatómico o compuesto, el número de oxidación de un tipo determinado de átomo se establece por diferencia, con base en los números de oxidaciónf ijosd ec iertase species.

Los compuestos binarios de los no metales se nombran empleando prefijos griegos (Ta­ bla 6.3) para identificar el número de átomos de un tipo determinado presentes en el com­ puesto. En general, el elemento más próximo al flúor en la tabla periódica se escribe primero en el nombre, y al final en la fórmula. Los ácidos acuosos contienen iones hidrógeno además de aniones. Se forman sales cuando los átomos de hidrógeno ionizables de los ácidos se sustituyen por cationes. La tabla 6 . 6 contiene ejemplos de nombres y fórmulas de ácidos y sus sales. Un ácido con la terminación -ico forma una sal con el sufijo -ato. Un ácido con la terminación -oso forma una sal con el sufijo -ito. Los hidratos son compuestos cristalinos con un número definido de moléculas de agua por unidad formular. Para escribir el nombre de un hidrato, al nombre de la sal anhidra se an­ teponen las palabras “hidrato de” con el prefijo griego apropiado para indicar el número de moléculas de agua en la unidad formular. Véase la tabla 6.9. Se continúan usando los nombres comunes de muchas sustancias químicas (Tabla 6.10). En la tabla 6.11 se muestran algunas de las sustancias químicas que se producen en mayor cantidad comenzando por el ácido sulfúrico, que ocupa el primer lugar en términos de producción anual. Prácticamente todos los productos de consumo del comercio implican su producción, ensayos o empaque en procesos químicos. Para resolver los problemas de los capítuloss iguientesn ecesitaráse scribirn ombresy f órmulasq uímicas.

Evalúa tu comprensión: repaso y autoevaluación 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

Escribir símbolos y nombres de cationes y aniones. [6.1, 6.2] Escribirf órmulasd ec ompuestosi ónicosc uandos ec onoces un ombre.[ 6.3,6 .4] Escribirn ombresd ec ompuestosi ónicosc uandos ec onoces uf órmula.[ 6.5] Escribirf órmulasy n ombresd ec ompuestosb inariosd en om etales.[ 6 .6 ] Establecer el número de oxidación de los elementos presentes en compuestos o iones.[ 6.7] Escribir nombres y fórmulas de ácidos y sus sales. [6 .8 ] Escribirn ombresy f órmulasd eh idratos.[ 6.10] Identificarl osn ombresc omunesy u sosd ec iertass ustanciasq uím icas.[ 6.10] Identificar los nombres comunes y usos de las principales sustancias químicas industriales.[ 6 . 1 0 ]

Términos clave ácido [6 .8 ] ácido carboxílico [6 .8 ] acuoso [6 .8 ] agua de hidratación [6.9] aniones [6 . 1 ] cationes [6 . 1 ] estado de oxidación [6.7]

grupo carboxilo [6 .8 ] hidrato [6.9] ion hidronio [6 .8 ] iones poliatómicos [6 .2 ] mínimo común múltiplo [6.3] nomenclatura química [introducción]

número de oxidación [6.7] oxiácido [6 .8 ] sal [6 .8 ] sal ácida [6.9] sal anhidra [6.9] sistema Stock de nomenclatura [6 . 1 ]

sustancias químicas inorgánicas [introducción] sustancias químicas orgánicas [introducción]

Problemas S ím b o lo sd e i o n e s in d iv id u a le s 6 .1

¿Qué elemento está presente en los iones que tiene los sufijos- ato e -ito?

Escribe los símbolos, con carga, de los iones siguien­ tes; además, determina el número total de átomos pre­ sentes en cada uno de ellos.

6 .2

Describe lo que indican los prefijos bi-, tio-, hipo- y per- en la nomenclatura química.

a. ionb icarbonato

b. ionc arbonato

c. iont iosulfato

d. ionc romato

6 .3

6 .4

Escribe los símbolos, con carga, de los iones siguien­ tes; además, determina el número total de átomos pre­ sentes en cada uno de ellos. a.iona monio

b.

c.

ionb isulfito

d. ionp ermanganato

e.

ionh idróxido

f.

g.

ionh ipoclorito

h.

ionb isulfato

6 .5

e. iona cetato

f. ionf osfato

g. ionf osfito

h. ionf osfuro

Escribe los nombres de los iones siguientes empleando los sufijos -oso e -ico. Describe cómo se emplean los sufijos- oso e -ico en cada par.

iond icromato

a. co bre(I) y c o bre(II)

ionp erclorato

b. hierro(II)y h ierro(III)

6 .6

Escribe los nombres de los iones siguientes empleando los sufijos -oso e -ico. Describe cómo se emplean los sufijos- oso e -ico en cada par. a. estaño(II)y e staño(IV)

6 .1 7

Escribe los nombres de los compuestos del problema 6.15 empleando las antiguas terminaciones latinas -oso e -ico.

6 .1 8

Escribe los nombres de los compuestos del problema 6.16 empleando las antiguas terminaciones latinas -oso e -ico.

6 .1 9

b. mercurio(I)y m ercurio(II) 6 .7

Escribe los símbolos del ion peróxido y del ion mercuro so.

6 .8

¿Qué tienen en común los iones peróxido y mercuroso?

Escribe la fórmula química de los compuestos siguien­ tes.

6 .9

Escribee ln ombred el osi oness iguientes.

a. hidróxidod eb ario

a. 6 .1 0

ClO3—

b. ClO4—

d. SCN—

e. SO42—

c. carbonatod ea monio d. cianuro cúprico (se emplea para depositar electrolíticamentec obres obreh ierro ;e st óxico)

Escribee ln ombred el osi oness iguientes. a. B r— b. N 3— c. O2— d. P 3—

e. fosfato de calcio (se emplea en fertilizantes, como agente antiendurecedor en alimentos y en polvos de pu li men to)

e. O H —

6 .2 0

N o m e n c la tu ra d e c o m p u e s to s ió n ic o s 6 .1 1

b. ni tri to d e c ro mo(III)

c. CO32—

M uestra los iones y fórmulas para cada uno de los compues tos s i guien tes. a.

peróxidod es odio

b.

c.

nitratod ec obalto(III)

d. sulfatod ec romo(III)

a. nitratod ec admio b. hidróxidod en íquel(III)

óxidof érrico

c. dicromatod ea monio d. hipoclorito de calcio (se emplea como desinfectante ya lguicidae nl asa lbercas)

e. permanganatod ep otasio 6 .1 2

6 .1 3

M uestra los iones y fórmulas para cada uno de los compues tos s i guien tes. a.

clo ru ro d e a lu mi nio

b.

hi dró xi do d e a lu minio

c.

sul fa to d e a mo nio

e. oxalato de amonio (se emplea para eliminar herrum­ bre y sarro) 6 .2 1

Escribe la fórmula química de los compuestos siguien­ tes.

d. fosfatof erroso

a. cromato estánico (se emplea para colorear loza y porcelana)

e. sul fu ro d e a n ti mo nio(III)

b. sulfurod ep lomo(II)( minerall lamadog alena)

M uestra los iones y fórmulas individuales de los compues tos s i guien tes.

c. acetato ferroso (se emplea como conservador de la madera y en la tinción textil)

a. hidróxidod ec alcio( see mpleae ne lm ortero)

d. tiocianatod ea monio

b. fluoruroe stanoso( see mpleae np astasd entífricas) c. fosfatod ea monio( see mpleae nf ertilizantes)

6 .1 4

Escribe la fórmula química de los compuestos siguien­ tes.

e. hidróxidod en íquel(III)

d. carbonatod ec alcio( see mpleae na ntiácidos)

Escribe la fórmula química de los compuestos siguien­ tes.

6 .2 2

e. hipocloritod ec alcio( see mpleae nl asa lbercas)

a. fosfatod ep lomo(II)( muyt óxico)

M uestra los iones y fórmulas individuales de los compues tos s i guien tes.

b. cromato férrico (se emplea en cerámica y metalur­ gia)

a. carbonatod ep otasio( see mpleap arah acerv idrio) b. acetatod ec alcio( see mpleae nl ac arnee nlatada)

c. cianuro cuproso (se emplea en la galvanoplastia de latóny c obre)

c. hidróxidod em agnesio( see mpleae nl axantes)

d. sul fu ro d e a mo nio

d. tiosulfatod es odio( see mpleae nf otografía)

e. nitrurod ep lata

e. carbonatod es odio( see mpleae nd etergentes) 6 .1 5

6 .1 6

Escribe el nombre Stock (IUPAC) de estos compuestos. a. SnCl 4

b. Hg 2 Cl2

N o m e n c la tu ra d e c o m p u e s to s b in a r io s d e n o m e ta le s

c. FeO

d. M nCl 2

6 .2 3

e. CuS

f. Co (NO 3 ) 3

Escribe el nombre Stock (IUPAC) de estos compuestos.

Escribe las fórmulas donde se indican los nombres, y escribe los nombres con prefijos griegos donde se muestranl asf órmulas.

a. Cr2 O 3

b. CuCH 3 COO

a.

óxidon ítrico

b. disulfurod ec arbono

c. Pb (NO 3 ) 2

d. HgS

c.

N2 O3

d. N 2O

e. Fe 2 (SO 4 ) 3

f. Cu(OH) 2

e.

SO 3

f. P 2 O 5

6 .2 4

Escribe las fórmulas donde se indican los nombres, y escribe los nombres con prefijos griegos donde se mues­ tran las fór mu las.

6 .3 3

a. óxidon itroso b. tetraclorurod ec arbono c. SF 6 6 .2 5

d. N 2 O 5

6 .3 4

f. PCl3 e. NO, Escribe las fórmulas donde se indican los nombres, y escribe los nombres con prefijos griegos donde se mues­ tran las fór mu las. 6 .3 5

a. pentaclorurod ef ósforo b. tetróxidod ed initrógeno C. P 4O 10 6 .2 6

d. N 2O 5 Escribe las fórmulas donde se indican los nombres, y escribe los nombres con prefijos griegos donde se mues­ tran las fór mu las.

6 .3 6

a. hexa sul fu ro d e t e trafós fo ro

Escribe el nombre correcto de los ácidos y sales si­ guientes. a. H 3 PO 4

b. K 3 PO 4

c. K2H PO 4

d. KH 2PO 4

Escribe el nombre correcto de los ácidos y sales siguien­ tes. a. H 2 SO 4

b.

KH SO 4

c. HNO 3

d.

KNO 3

Escribe el nombre correcto de los ácidos y sales siguien­ tes. a. H 2 CO 3

b.

KH CO 3

c. K 2 CO 3

d.

HF(ac)

Escribe el nombre correcto de los ácidos y sales siguien­ tes. a. H 2 SO 3

b.

c. N a 2 SO 3

d. CH 3 COOH

NaH SO 3

b. trióxidod ed initrógeno c. SO 2

Q u ím ic a d e s c rip tiv a , n o m b re s c o m u n e s d e s u s ta n c ia s q u ím ic a s y s u s ta n c ia s q u ím ic a s in d u s tria le s

d. CBr 4 D e te r m in a c ió n d e n ú m e ro s d e o x id a c ió n 6 .2 7

Determina el número de oxidación del elemento que se especificae nl osc ompuestosy i oness iguientes. a. S en K 2 SO 4

6 .2 8

6 .3 7

Escribe la fórmula química, el nombre y un uso común de cada una de estas sustancias químicas. (Consulta las fórmulas en las tablas 6.9 y 6.10.) a. eld ecahidratoc onocidoc omos osap aral avar

b. S en SO 32 -

b. elp entahidratol lamadoh iposulfitop araf otografía

c. S en SO 3 gaseoso d. Ie nH IO 3

c. cal a pa ga da

d. le che d e m ag ne sia

e. I en HIO 2

e. bicarbonatop arah ornear g. hielos eco

f. ácidod ea cumulador h. gash ilarante

f. I en HIO

Determina el número de oxidación del elemento que se especificae nl osc ompuestosy i oness iguientes. b. P en PO 33 a. P en Na 3 PO 4 c. M n en MnO 4

d. M n en M nO 2

Escribe la fórmula química, el nombre y un uso común de cada una de estas sustancias químicas. (Consulta las fórmulas en las tablas 6.9 y 6.10.)

e. N en HNO 3

f. N en HNO 2

a. eld ihidratol lamadoy eso

6 .3 8

b. sal d e E p som, u n h ep ta hi dra to c. bórax,u nd ecahidrato

N o m e n c la tu ra d e lo s á c id o s y s u s s a le s 6 .2 9

6 .3 0

a. ácidob romhídrico

b. ácido nítrico

c. ácidon itroso

d. ácidoc arbónico

e. bromurod ep lata

f. nitratod ep lata

6 .3 2

e. cal v iva f. piedrac aliza g. eli ngredientef undamentald elv inagre h. azúcard ec aña

Escribel af órmulad el osá cidosy s aless iguientes. a.

ácidoh ipocloroso

b. ácidoc loroso

c.

áci do c ló ri co

d. áci do p er cló ri co

Escribe la fórmula química, la fuente industrial, la pro­ ducción anual aproximada y dos usos de cada una de estasi mportantess ustanciasq uímicasi ndustriales.

f. hipocloritod es odio

a. ácidos ulfúrico

e. cloritod es odio 6 .3 1

d. lejía,s osac áustica

Escribel af órmulad el osá cidosy s aless iguientes.

6 .3 9

Escribel af órmulad el osá cidosy s aless iguientes.

b. áci do f os fó ri co

a.

ácidoa

cético b. acetatod ep otasio

c. hi dró xi do d e s o dio

c.

ácidos

ulfuroso d.

e.

áci do c

lor hi dri co f.

sulfitod ea monio

clo ru ro d e m ag ne sio 6 .4 0 Escribel af órmulad el osá cidosy s aless iguientes. a.

ácidoc arbónico

b. carbonatod el itio

c.

ácidof osfórico

d. fosfatod em agnesio

e.

ácidos

ulfúrico f. sulfatod eb ario

d. carbonatod es odio Escribe la fórmula química, la fuente industrial, la pro­ ducción anual aproximada y dos usos de cada una de estasi mportantess ustanciasq uímicasi ndustriales. a. cala pagada c. urea

b. amoniaco d. ácidon ítrico

/ Q v Estudiantes en

™ acción Ha nacido un compuesto... y ¿cómo se llama? Lleva a cabo la siguiente actividad y enfrenta el reto de nombrar los compuestos químicos que se forman. Consulta las reglas de Nomenclatura de este capítulo y las Tablas 6.1 y 6.2 de símbolos y nombres de algunos cationes y aniones comunes. M a te ria le s y re a c tiv o s • Tubos de ensayo para microescala

• Lentes de seguridad

• Pipetas de 1 mL

• Pinzas

• Espátula

• Blanqueador doméstico

• Clavo

• Azufre en polvo

• Lija

• Ácido clorhídrico 0.1 M

• Cucharilla de combustión

• Hidróxido de sodio 0.1 M

• Magnesio en tiras metálicas

• Vidrio de reloj

• Mechero Bunsen

• Vaso de precipitados de 10 mL.

• Guantes de neopreno

E x p e rim e n to A P r o c e d im ie n to 1.

Lija un clavo, sumérgelo en blanqueador doméstico y observa al día siguiente. El blanqueador es una disolución en la que por acción del hipoclorito se aumenta la concentración de oxígeno disuelto, debido a ello, es oxidante y al colocar el objeto se oxida más rápidamente.

2.

Completa la tabla con los iones que dan origen al compuesto x. Escribe los datos faltantes e investiga algunos usos del com­ puesto formado. La reacción producida es:

F e (s) hierro

C atión

Fe3*

Anión

+ O 2(ac ) oxígeno

+

H 2O (1 ) — > F e ( O H ) 3(ac) agua

compuesto x

Fórmula del com puesto x

N om bre del com puesto x

Usos

Fe(OH)3

E x p e rim e n to B 1.

Con ayuda de las pinzas, sostén una tira de magnesio de aproximadamente 1 cm y llévala a la parte azul de la flama de un mechero Bunsen. Caliéntala hasta que percibas una luz blanca muy intensa (no la mires directamente, cuando la percibas, desvía la vista, sin dejar de trabajar), recoge las cenizas en un vidrio de reloj.

2.

Completa la tabla con los iones que dan origen al compuesto x , escribe los datos que hacen falta e investiga algunos usos del compuesto formado.

La reacción producida es:

2 M g (s)

+

O 2(g )

magnesio

Catión

— > 2 M g O (s)

oxígeno

compuesto x

Fórmula del com puesto x

Anión

N om bre del com puesto x

Usos

MgO

O2—

E x p e r im e n to C 1.

Coloca azufre en polvo hasta un tercio de la capacidad de una cucharilla de combustión limpia y seca. Luego, llévala a la parte azul de la flama de un mechero Bunsen y observa.

2.

Completa la tabla con los elementos que dan origen al compuesto x, escribe los datos que hacen falta e investiga algunos usos del compuesto formado. La reacción p roducida es:

S (s)

+ O 2( g )

azufre

No m etal

— > 2 S O 2(g )

oxígeno

compuesto x

Oxígeno

Fórmula del com puesto x

O2

SO2

N om bre del com puesto x

Usos

E x p e rim e n to D 1.

Usa guantes de neopreno y gafas de seguridad para este paso. Coloca 0.5 mL de hidróxido de sodio 0.1 M en un vaso de pre­ cipitados de 10 mL y, con mucho cuidado, adiciona 0.5 mL de ácido clorhídrico 0.1 M.

2.

Completa la tabla con los iones que originan al compuesto x y al subproducto, escribe los datos que hacen falta e investiga algunos de los usos del compuesto formado. La reacción producida es:

N a O H (a c )

+

hidróxido de sodio

H C l(a c ) ----» N a C l(s ) ácido clorhídrico

+

compuesto x

Cationes (falta incluir uno de ellos)

Aniones (falta incluir uno d e ellos)

Fórmula del com puesto x

Na*

Cl—

NaCl

H 2O (1 ) subproducto

N om bre del com puesto x

Usos

7

Propiedades periódicas de los elementos

H ay belleza en la ROSA que surge de la incorporación ordenada de pétalos, capa sobre capa, hasta formar un hermoso capullo o una flor. Hay belleza en la MÚSICA que surge de una serie de tonos que se conjugan, octava tras octava, a partir de un conjunto fundamental de notas, hasta formar un espectro total de sonido. H ay belleza en la QUÍMICA que surge de una serie de propiedades de elementos que se repiten una y otra vez, periodo tras periodos, en la tabla periódica. —Ralph Burns

l estudiar las diversas propiedades de los elementos y sus reacciones, los quí­ micos comprendieron que estas propiedades se presentan de forma periódica, y que estas propiedades guardan una relación directa con la estructura electró­ nica. En este capítulo explicaremos lo valiosísima que resulta la tabla periódica para predecir ciertas propiedades de los elementos. Asimismo, incluiremos algunos usos prácticosd ev ariose lementosp aram ostrarl ad ependenciae ntreu sosy p ropiedades.

A

[ 7.1

Orden a partir del caos: descubrimientos sobre la periodicidad

Hagamos un viaje imaginario en el tiempo, al siglo x i x . En esa época se descubrían nue­ vos elementos con una frecuencia sorprendente. Ya para 1830 se conocían 55 elementos, todos ellos con propiedades que parecían distintas y sin un orden evidente. Las personas en general —no sólo los científicos— tienden a buscar patrones regulares en la naturaleza e intentan encontrar orden en medio de un caos aparente. Varios químicos hicieron intentos por organizar los elementos de alguna forma sistemática. En 1817 J. W. Dobereiner, profesor de química en Alemania, demostró que la masa atómica del estroncio se aproxima mucho a un promedio de las masas atómicas de dos metales similares: el calcio y el ba­ rio. Tiempo más tarde, descubrió que hay otras tríadas de elementos similares, como li­ tio, sodio y potasio, o cloro, bromo y yodo (Fig. 7.1). Dobereiner recomendó clasificar los elementos por tríadas, pero no consiguió identificar suficientes de ellas para que el sistema fuese útil. Su propuesta no encontró la aceptación deseada, pero se le reconoce por estos intentos precursores de clasificar los elementos. Se propusieron también otros esquemas de clasificación, entre ellos el de Newlands. I La organización más satisfactoria de los elementos fue obra de Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907), un profesor ruso de química (Fig. 7.2), quien señaló que las propiedades, tanto físicas como químicas, de los elementos varían periódicamente al aumentar la masa atómica. I Esto se conoce como la ley periódica. En 1869, a la edad de 35 años, Mendeleev publicó una tabla periódica de los elementos que es parecida a la tabla periódica moderna. En su tabla los elementos estaban ordenados por masa atómica creciente, y en periodos, de modo que los elementos con propiedades químicas simila­ res estuviesen en la misma columna vertical, o grupo. Hubo algunos casos en los que Mendeleev tuvo que colocar un elemento de masa atómica un poco mayor antes de un elemento de masa atómica algo menor. Por ejemplo, situó el telurio (con masa atómica de 127.6) antes que el yodo (con masa atómica de 126.9) porque las propiedades del te­ lurio se parecían a las del azufre y del selenio, en tanto que el yodo se asemeja al cloro y al bromo. Mendeleev dejó algunos huecos en su tabla. En vez de considerar esos espacios en blanco como defectos, audazmente predijo la existencia de elementos que aún no habían sido descubiertos. Más aún, predijo incluso las propiedades de algunos de esos elementos faltantes. En vida de Mendeleev se descubrieron varios elementos nuevos, entre ellos el

1

2

H

He

1.01 3

NA

NIA IVA

4

5

6

7

Li

Be

B

c

N

6.94 9.01 11 12 Na

K

Ca

VIA VI IA 4.00 8 9 10 O

F

Ne

10.8 12.0 14.0 16.0 19.0 20.2 13 14 15 16 17 18

Mg

23.0 24.3 19 20

VA

Al

Si

P

S

Cl

Ar

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

27.0 28.1 31.0 32.1 35.5 40.0 31 32 33 34 35 36

Se

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

39.1 40.1 45.0 47.9 50.9 52.0 54.9 55.9 58.9 58.7 63.5 65.4 69.7 72.6 74.9 79.0 79.9 83.8 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Te

Ru

85.5 87.6 88.9 91.2 92.9 95.9 (99) 101 55 56 57 72 73 74 75 76 Cs

Ba

La

Mf

Ta

W

Re

Os

Rh

Pd

Ag

Cd

Ir

Pt

Au

Hg

133 137 139 179 181 184 186 190 192 195 197 201 87 88 89 104 105 106 107 108 109 110 111 112 Fr

Ra

Ac

Rf

Db

Sq

Bh

Hs

ln

Sn

Sb

Te

I

Xe

103 106 108 112 115 119 122 128 127 131 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 TI

Pb

Bi

Po

Mt

(233) (226) (227) (261) (262) (263) (264) (265) (268) (269) (272) (277)

At

Rn

204 207 209 (210) (210) (???) 114 116 (285)

(289)

I Ley d e las octavas En 1864, el quím ico inglés John A. R. New lands propuso su “ley de las octavas” después de advertir que, cuando se organizan los elem entos en orden de masa atómica creciente, cada octavo elem ento tiene p ro piedad es sim ilares. (En esa época aún no se habían descub ierto los gases nobles.) El trabajo de New lands fue ridiculizado por otros científicos de la Royal C h e mi cal So ciety, quie nes se negaron a publicarlo, pero m uchos años más tarde fue distingui do por la mis ma so cie dad por sus im portantes aportaciones.

I

Para M endeleev, la periodicidad estaba relacionada con la masa atóm ica, pero hoy día se usa el número atóm ico. Véase el trabajo de M oseley en la secció n 7.2.

Figura 7.1

L o sp eso sa tóm icos

d ele lem en to cen trald ec ad at ríada d ee lem entos tien en v alores n um éricoss itu ad o sa m edioc am ino entrel osc o rresp o n d ien tesa l o so tros elem en to sd e la t ríada.

escandio (Sc), el galio (Ga) y el germanio (Ge); sus propiedades químicas coincidieron, dentro de límites estrechos, con las propiedades pronosticadas por Mendeleev. Aunque se reconoce a Mendeleev como el descubridor de la tabla periódica, el quí­ mico alemán Lothar Meyer había ideado de forma independiente su propia tabla perió­ dica en 1868, pero su trabajo no se publicó hasta 1870, un año después de la publicación de Mendeleev, quien, sin embargo, ya había logrado considerable notoriedad al predecir I audazmentel asp ropiedadesq uímicasd ec iertose lementoss ind escubrir. EJEM PLO 7.1

Predicción d e las m asas atóm icas

Para la tríada Li, Na y K, determina la masa atómica del Na con una precisión de 0.1 uma, calculando el promedio de las masas del Li y K. (Las masas atómicas aparecen en la tabla periódica de la parte interior de la portada de este libro.) Com­ para tu respuesta con la masa atómica del sodio que presenta la tabla. SOLUCIÓN

Li uma + K uma 6.9 uma + 39.1 uma „ --------------------- = ----------- ------------- = 23.0 uma

2

Figura 7.2

D m itriM endeleev

(1 8 3 4 -1 9 0 7 ) fu e el q u ím ico ruso que

2

Esta masa atómica del sodio, Na, coincide con el valor que se muestra en la tabla perió di ca.

in v en tó l at ab lap erió d icad el os elem en to s.N acid o enS ib e ria ,f ue el m en o r d e 17 herm anos.

Véanse los problemas 7.1 -7.8 .

EJER CIC IO 7.1

(a) Determina la masa atómica prevista para el escandio con una aproximación de 0.1 uma promediando las masas del Ca y del Ti. Compara tu respuesta con la ma­ sa del Sc que se muestra en la tabla periódica. (b) Determina la masa atómica prevista para el germanio con una aproximación de 0.1 uma promediando las masas del Si y del Sn. Compara tu respuesta con la ma­ sa del Ge que se muestra en la tabla periódica.

^7.^ I Un premio perdido M endeleev no recib ió el Premio Nobel de Q uím ica de 1906 por un solo voto, y murió antes de la elección del año siguiente. Al elem ento 101 (descubierto en 1955) se le dio el nom bre de m endelevio en su honor.

La tabla periódica en nuestros días

Desde la época de Mendeleev, la tabla periódica ha experimentado numerosos cambios pa­ ra incluir elementos nuevos, valores más exactos y diferentes formas de rotular los grupos (columnas) de elementos de la tabla. El interior de la cubierta de este libro muestra una ta­ bla periódica moderna, la cual será conveniente consultar con frecuencia. En la tabla perió­ dica moderna el orden de los elementos coincide con el aumento en el número atómico, es decir, en el número de protones presentes en el núcleo de cada elemento. Aproximadamen­ te 45 años después de que Mendeleev ideara la tabla periódica, pero tan sólo dos años des­ pués de las investigaciones de Rutherford sobre el núcleo, Henry Moseley, un estudiante de posgrado que trabajaba con Rutherford, perfeccionó una técnica para establecer el tamaño de la carga positiva de un núcleo. Moseley concluyó que cada elemento difiere de todos los demás elementos en que tiene un número de protones (o número atómico) distinto. En el caso de la mayor parte de los elementos, el aumento en el número atómico coincide con un aumento de masa atómica. Son excepciones a esta regla el telurio y el yodo, ya menciona­ dos, así como el cobalto, el níquel, el argón y el potasio. En la actualidad, los elementos están organizados en la tabla periódica en orden del número atómico, no de la masa atómica, creciente. Observa que no falta ningún número atómico entre los primeros 112 elementos incluidos en la tabla. Por tanto, podemos estar seguros de que jamás se descubrirá algún elemento intermedio entre dos cualesquiera de estos 112 elementos. Las dos filas de metales de transición interna, situados debajo del cuerpo principal de casi todas las tablas periódicas actuales, no formaban parte de la tabla periódica de Mende­ leev. Hasta antes de que Glenn T. Seaborg (1912-1999) desoyera el consejo de sus colegas

S9

Metales de transición interna

Figura 7.3

G len n T.S eaborg

(1912-1999), qu ien p articip arae n eld escu b rim ien to y preparación d ev ario se lem en to st ransuránicos, tam b ién h izo h isto riac uando m o d ificó l at ablap eriódica co lo can d o l o sa ctínidosd ebajo d el cu erp o principal de la tab la, ju n to con lo s dem ás elem entos de tran sició n i nterna,c o m o a quís e m uestra. F u e un o de los g alardonados cone lP rem io N obel d eQ u ím icad e1 951. A le lem en to 106 se le d io el n om bre de seaborgio, Sg, en su honor.

y publicara su propia versión de la tabla periódica, los elementos de número atómico 90, 91 y 92 (torio, Th, protactinio, Pa, y uranio, U) seguían al actinio en el cuerpo principal de la tabla periódica (Fig. 7.3). Seaborg estaba convencido de que el Th, el Pa y el U, así co­ mo los recién descubiertos elementos transuránicos I precisamente los que Seaborg y sus colegas sintetizaran en la Universidad de Calfornia en Berkeley, tenían propiedades seme­ jantes a las de los demás elementos de transición interna situados debajo del cuerpo princi­ pal de la tabla periódica. Su modificación de la tabla periódica hizo posible predecir con exactitud las propiedades de elementos transuránicos aún no descubiertos. La síntesis de varios de estos elementos probó que Seaborg tenía razón; su perspicacia cambió la forma de las tablas periódicas que se usan hoy en día.

P e rio d o s d e e le m e n to s: te n d e n c ia s g e n e ra le s

Un periodo de elementos, una fila horizontal (Fig. 7.4), de la tabla periódica presenta una variación en cuanto a propiedades físicas y químicas que muestra un estrecho para­ lelismo con la variación de las propiedades de otros periodos. Por ejemplo, el segundo y tercer periodos de elementos comienzan con metales brillantes y reactivos a la izquierda, seguidos de sólidos opacos y no metales reactivos. Cada periodo termina en un gas noble incoloro y no reactivo. Esta tendencia del aspecto va de la mano de la tendencia del ca­ rácter metálico al no metálico dentro de un periodo. El aumento en el número de electrones de valencia de los elementos del tercer perio­ do es paralelo al incremento en el número de electrones de valencia de los elementos del segundo periodo. El primer elemento de cada periodo tiene un electrón de valencia en su nivel de energía más alto. Por ejemplo, el litio tiene un electrón en su segundo nivel de

I C onexión con el aprendizaje Los elem entos transuránicos son los que siguen al uranio en la tabla periódica; es decir, son los elem entos de número atómico m ayor de 9 2 .

Figura 7.4

E nl at ablap eriód ica

hays ietep eriodosd ee lem entos. A q u í se d estaca el p eriodo 3.

1

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

-

2_ 3 4

| | | | | | | | |

5 _________________________ 6 __________________ 7

energía; el sodio, un electrón de valencia en su tercer nivel de energía, y el potasio, un electrón de valencia en su cuarto nivel de energía. En resumen, los cambios periódicos de las propiedades de los elementos coinciden con su ubicación en la tabla periódica. G ru p o s y fa m ilia s d e e le m e n to s

Las columnas verticales de elementos de la tabla periódica se llaman grupos de elemen­ tos cuando se incluye el número de la columna, o bien familias químicas cuando se in­ cluye el nombre de la familia. Por ejemplo, los melales del Grupo IA pertenecen a la familia de los metales alcalinos (Fig. 7.5). Los elementos de una misma familia tienden a tener propiedades químicas similares. En Estados Unidos los encabezados de grupo de los elementos representativos (los de las primeras dos y las últimas seis columnas de elementos) se han designado tradicional­ mente mediante un número romano seguido de la letra A, en el caso de los grupos del IA al VIIIA (los gases nobles). Los grupos de los metales de transición, situados cerca del centro de la tabla, se designan con la letra B. En Europa, todos los grupos a la izquierda del Gru­ po VIII de los metales de transición se designan como grupos A, y los que están a la derecha de ese mismo grupo se designan como grupos B. Se han presentado numerosas propuestas para resolver este dilema. Una propuesta de la American Chemical Society que está ganando aceptación evita la notación A y B numerando simplemente los grupos en or­ den, del 1 al 18. Debido a que aún no se ha resuelto la cuestión de cómo rotular los grupos, los estudiantes de química tendrán que aceptar el uso de tablas periódicas con sistemas de notación diferentes. En este libro emplearemos el extendido sistema de rótulos A y B, pre­ ferido por muchos educadores en el campo de la química. Como se describió en el capítulo 5, todos los elementos de un mismo grupo tienen igual número de electrones de valencia. Todos los elementos del Grupo IA tienen un electrón de valencia: un electrón s. Todos los elementos del Grupo IIA tienen dos elec­ trones de valencia s. Estos dos grupos de elementos constituyen el bloque s de elemen­ tos. Los elementos de los grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA tienen de uno a seis electrones, respectivamente, en el subnivel p más externo. Estos elementos constituyen el bloque p de elementos. Los grupos de los metales de transición, situados cerca del centro de la tabla periódica, tienen de uno a diez electrones en el subnivel d.

Figura 7.5

L a fam ilia d e los

m etalesa lcalin o s( G rupoI A )e s

1

18

IA

VINA

H 1s1

el g ru p o que o cu p a el extrem o izq u ierd o d el at ab lap eriódica.

2

13

14

15

IIA

NIA

IVA

VA VIA

Li 2s1 Na 3s1 K 4s1 Rb 5s1 Cs 6s1 Fr 7s1

3

4

MIES IVB

5

6

7

VB

VIB

VIIB

8

9 VIIIB

10

11

12

IB

IIB

16

17 Vil A

EJEM PLO 7.2

F u n d am en to s d e la ta b la p eriódica

Indica el nombre de la familia de elementos con números atómicos 9, 17, 35, 53 y 85, y describe sus semejanzas en términos de propiedades metálicas o no metálicas, número dee lectronesd ev alenciay s ubniveld ee lectrones. SO LUCIÓN Se trata de la familia de elementos de los halógenos (identificada en el

capítulo 4). Todos los halógenos son no metales con siete electrones de valencia (dos electronesd ev alenciae stáne nu ns ubnivel s, y cinco más, en un subnivel p). EJER CIC IO 7.2

(a) ¿Qué periodos de elementos contienen metales de transición? ¿Cuáles no los con­ tienen? (b) ¿Quép eriodosd ee lementosc ontienenm etalesd et ransicióni nterna?

^ 7.^

Véansel os problemas 7 . 9 -7 . 2 2 .

Tamaño atómico y tamaño iónico

No es posible establecer el radio o volumen exacto de un átomo porque éste no es una esfera dura con límites definidos. La probabilidad de encontrar un electrón disminuye a distancias mayores respecto al núcleo, de una manera comparable con la disminución del oxígeno atmosférico al aumentar la distancia respecto a la Tierra. Por consiguiente, el tamaño atómico se basa en una distancia media entre los electrones externos y el nú­ cleo. El radio de un átomo se puede citar en angstroms (1 Á = 1 X 1 0 10 m), pero las unidades SI son los nanómetros (1nm = 1 X 10 9 m) o picómetros (1 pm = 1 X 1 0 12m). Por ejemplo, un átomo de sodio tiene un radio de 1.86 Á, 0.186 nm o 186 pm.

T e n d e n c ia s d e l ta m a ñ o a tó m i co

La variación del tamaño de los átomos es una propiedad periódica, como se muestra en la Fig. 7.6. Observa que cada máximo de la gráfica representa el radio relativamente grande del átomo de un metal alcalino. En la Fig. 7.7 se muestran en formato de tabla periódica, con fines comparativos, los radios atómicos de los elementos representativos. Last endenciasd elt amañoa tómicos er esumenc omos igue.

Figura 7.6

E lt am añ o a tó m ico e s

unap ropied ad p eriódica,c om o l o in d ical ag ráficaq uem u estrae lr adio atóm icoe n f u n ció n d eln úm ero ató m ico de los elem entos de los periodos 2 , 3 , 4 y 5. (N o se inclu y e el tam año de los metales de transición.)

Número atómico

H

He

37

53 NA

IIIA

IVA

VA

VIA

Vil A

d

Li

Be

B

C

N

0

F

Ne

152

111

88

77

75

73

71

69

9

«

4

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

186

160

143

117

104

99

97

4 3

9

9

110 a

»

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

153

122

121

117

114

109

231

197

L itro s ------>M o le s ------>G ram os

1L 0.125 mol 294 g K ,C r,07 250.0 m L X ----------- X ------------- X ------B ^ 2 7 = 9.19 g K ,C r,0, 1000 mL L mol & ^ 2 7 Para preparar la solución se deben disolver 9.19 g de K2Cr20 7 en agua suficiente para com ­ pletar un volum en total de 250. mL. L a solución se debe rotular com o K2Cr20 7 0.125 M. E J E R C IC IO 9.13

(a) ¿C uántos gram os de K C l se necesilan p ara preparar 500. m L de u na solución 0.100 M ? (b) ¿C uántos gram os de K 2C r20 7 se n ecesitan p ara preparar 500. m L de un a solución 0.150 M ?

Figura 9.6 Parap reparar2 50m L deu nas oluciónd em olaridad específica,( a)s eo btienel am asa apropiadad el as ustanciaq uímica, (b) se transfiere la sustancia a un matraz aforado de 250 mL, parcialmente llenod ea gua destilada, y (c) se agrega agua destiladae nc antidads uficiente para llenar el matraz hasta la marca correspondiente. Una vez que se ha mezcladop erfectamente,s ep uede colocarl as olucióne nu nab otella cone lr ótuloa decuadop arau sarla en el laboratorio. (a) U na vez preparada la solución de m olaridad específica com o se describe en el ejem plo 9.13 y en la figura 9.6, se puede m edir el volum en específico necesario para obtener un núm ero determ inado de m oles o gram os de la sustancia quím ica deseada. U n a vez m ás, parte de la cantidad conocida (el núm ero de m oles o gram os) y usa la m o­ laridad com o factor de conversión para calcular el volum en necesario, com o se m uestra en el ejem plo 9.14. Cálculo de volúmenes d e soluciones molares

E J E M P L O 9*14

¿C uántos m ililitros de solución 0.125 M de K 2C r2O7 (preparada com o se describe en el ejem plo 9.13) se necesitan para obtener 0.0250 m ol de K 2C r2O 7? SOLUCION ■ P A S O 1 Inicia con la cantidad conocida: el núm ero de m oles de K 2C r2O 7. ■ P A S O 2 Convierte los m oles a litros con la m olaridad com o factor de conversión. ■ P A S O 3 C onvierte los litros a m ililitros porque la cantidad se debe indicar en m i­ lilitros. L as erie dec onversioness er esum ec om os igue. Plan: M o le s ------>L itros 1

0.0250 m ol X

M i li li tros

L

1000 m L X — --------- = 200. m L 1L 0.125 m ol

O bserva que la m olaridad, M , en m oles por litro se em plea com o factor de conversión invertida, escrita con litros en el num erador (arriba) p ara que los m oles se elim inen y se o btenga una cantidad en litros. D espués, en el factor siguiente, los litros se convierten a m ililitros. E J E R C IC IO 9.14

(a) ¿C uántos m ililitros de solución 0.125 M de K 2C r2O 7 (preparada com o se describe en el ejem plo 9.14) se necesitan para obtener 1.36 g de K 2C r2O7? Sugerencia: Parte de los gram os de K 2C r2O7, convierte a m oles y continúa com o se indica en el ejem plo 9.14. (b) ¿C uántos m itititros de sotución 0.125 M de K 2C r2O7 se necesitan p ara obtener 2.38 g de K 2C r2O 7?

Véansel os problemas 9.4 7 -9.5 4 .

264

| CAPÍTULO 9 ■ C antidades quím icas

Preparación de soluciones por dilución U na solución de concentración conocida se puede diluir con agua p ara preparar un a so ­ lución de cualquier concentración que se desee, siem pre y cuando sea m enor que la de la solución original. Por ejem plo, el ácido clorhídrico concentrado, que se com pra com o solución de H C l 12.0 M , se puede diluir p ara preparar un volum en específico de un a so­ lución de H C l 2.0 M . E l núm ero de m oles de soluto presentes en la solución original se calcula m ultiplicando el volum en de la solución original en litros (V1) p o r la m olaridad del as olucióno riginal( M 1 en m oles p o r litro).

Moles Volumen de la solución original en litros X -------- = Moles de soluto antes de la dilución Litro V 1M 1 = M o les1 D e form a análoga, m ultiplicando el volum en de la solución diluida en litros (V2) po r la m olaridad de la solución d iluida (M2 en m oles por litro) se obtiene el núm ero de m olesd es olutop resentese n l as oluciónd iluida.

Moles Volumen de la solución diluida en litros X -------- = Moles de soluto después de la dilución Litro V2M 2 = M oles2 D urantel ad ilución,e ln úm erod em olesd es oluton oc am bia. M oles 1 = M oles2 P or tanto, el producto del volum en por la m olaridad (V 1M 1) antes de diluir es igual al producto del volum en por la m olaridad (V2M 2) después de la dilución. E sto proporciona la ecuación siguiente, que es m uy útil p ara efectuar cálculos relacionados con diluciones. V1M 1 = V2M 2 L as unidades de volum en que se utilicen en esta ecuación no deben ser forzosam en­ te litros, pero se deben em plear las m ism as unidades p ara V1 y V2. Se pueden em plear co ­ m o unidades de volum en m ililitros, cuartos, pintas, cucharadas, onzas fluidas o cualquier otra unidad de volum en, siem pre y cuando las unidades sean las m ism as para am bos vo­ lúm enes. D e m odo análogo, las concentraciones (C 1 y C2) pueden indicarse en m olari­ dad, en porcentaje o en cualquier otra unidad de concentración idónea. Tam bién en este caso se deben em plear las m ism as unidades de concentración p ara las soluciones original y final. A sí pues, se pueden em plear cualesquiera unidades de volum en y unidades de concentración apropiadas p ara efectuar cálculos relacionados con diluciones, siem pre y cuando no se cam bie de unidades durante los cálculos. L a ecuación general es V1C1 = V2Q E l ejem plo9 .15i lustral osc álculosr eferentesa d iluciones.

E J E M P L O 9.15

Cálculos d e diluciones

C alcula cuántos m ililitros de ácido clorhídrico concentrado, H C l 12.0 M , se necesitan p ara preparar 500. m L de una solución de H C l 2.00 M . E x p lica cóm o se debe llevar a cabol a dilución. SOLUCIÓN ■ P A S O 1 É stee su np roblem ad ec oncentracionesm olares.L ae cuacióne s V1M 1 = V M ■ P A S O 2 Identifical osv aloreso riginaly f inal( despuésd ed iluir).

■

Original

Final

E = ? M 1 = 12.0 M

V2 = 500. m L M 2 = 2.00 M

P A S O 3 Sustituyel osv aloresa propiadose nl ae cuación. Vj X 12.0 M = 500. m L X 2.00 M (500. m L) (2.00 M ) (12.0 M )

■

= 83.3 m L

P A S O 4 P ara preparar la solución 2.00 M , diluye 83.3 m L el H C l 12.0 M hasta com pletara nv olum ent otald e5 0 0 .m L y m ezclap erfectam ente.

Véansel os problemas 9.5 5 -9.58

E J E R C IC IO 9.15

(a) ¿C uántos galones de una solución de insecticida al 16.0% utilizaría una com pañía de jardinería p ara preparar 800. gal de una solución al 0.0450% ? E xplica cóm o se debe efectuar la dilución. (b) ¿C uántos m ililitros de H C l 2.00 M se necesitan p ara preparar 250. m L de una so­ lución de H C l 0.100 M ?

1

Figura 9.7 Ela cetileno( a)y elb enceno( b)t ienenf órmulas molecularesd iferentes( C2H2 y C6H6,r espectivamente),p erol a mismaf órmulae mpírica( CH).

9 .7 , Fórmulas empíricas y fórmulas mole cu lares

Las fórm ulas em píricas y m oleculares son dos tipos claram ente distintos de fórmulas quí­ m icas que se em plean con propósitos diferentes. Com parem os el acetileno gaseoso, C2H2, que se utiliza para soldar, con el benceno, C6H6, un líquido que se usa com o disolvente y en la producción industrial de m uchas sustancias quím icas orgánicas. L a com posición p o r­ centual de las dos sustancias se puede establecer m ediante el procedim iento descrito en la sección 9.3. A unque las fórm ulas m oleculares son diferentes, observa que el benceno tiene tres veces m ás átom os de C y de H que el acetileno. Los cálculos siguientes dem uestran que am bos com puestos tienen los m ism os porcentajes de carbono y de hidrógeno.

Un mol de acetileno, C2H2 = 26.0 g C:

24.0 g C tt

26.0 g C2H2

Fórmula molecular:

c 2h 2

Fórmula empírica:

CH

(a)

Un mol d e benceno, C6H6 = 78.0 g 72.0 g C

x 100% = 92.3% C

C : 7 8 . 0 g C 6H 6 X 1 0 0 % = 9 2 . 3 % C

X 10 0 % - 7 7 % H

H ; 7 8 .0 g C 6 H 6 * 1 0 0 % — 7 .7 % H

2.0 g H H ; 2 6 .0 g C A

H—C = C —H

6.0 g H

Suma de los porcentajes = 100.0%

H

Suma de los porcentajes = 100.0%

H

L a fó rm u la m o le cu lar de un com puesto indica el núm ero real de átom os de cada elem ento presentes en cada m olécula. L as fórm ulas m oleculares del acetileno y del ben ­ ceno son C2H 2 y C 6H 6,r espectivam ente. L a fó rm u la em p íric a , tam bién conocida com o la fó rm u la m á s sim ple, indica la ra ­ zón m ás sim ple de núm eros enteros de los átom os de cada elem ento presente en un com ­ puesto. Por consiguiente, la fórm ula em pírica del acetileno es CH. L a razón m ás simple de átom os de C a átom os de H en el benceno, C6H 6, tam bién es de 1:1. L a fórm ula em pí­ rica del benceno es CH . A sí pues, am bos com puestos tienen la m ism a fórm ula em pírica, que es CH (Fig. 9.7).

H

/ Cv

xc

c

e cv

H

I H

Fórmula molecular:

CgHg

Fórmula empírica:

CH

(b)

E n resum en, el acetileno y el benceno tienen fórm ulas m oleculares diferentes, C 2H 2 y C6H6, pero estos com puestos tienen la m ism a fórm ula m olecular, CH , y los m ism os porcentajes de C y de H.

E J E M P L O 9.16

Fórmulas em píricas y moleculares

C onr espectoa c ad af órm ulam olecular, proporcional a f órm ulae m p íricaa propiada. (a ) glucosa,C 6H 12O 6 (b ) agua, H 2O (c) etilenglicol,u na nticongelante,C 2H 6O 2 SOLUCION (a ) D ividel oss ubíndicese n tre6 p arao b ten er C H 2O . (b ) L a f órm ulae m píricat am biéne s H 2O . (c) D ividel oss ubíndicese ntre2 p arao b ten er C H 3O . E J E R C IC IO 9.16

Véanse los problemas 9.5 9 -9.6 2 .

(a) ¿C uále sl a f órm ulae m píricad elp eróxidod eh idrógeno,H 2O 2? (b) ¿C uále sl a f órm ulae m píricad elb utano,C 4H 10?

Cómo determinar fórmulas empíricas

Conexión con el aprendizaje Evalúa lo que has comprendido resolviendo los ejercicios y después los problemas que se incluyen al fi nal del ca pítu lo.

L a fórm ula em pírica de un com puesto se determ ina a partir de datos experim entales. E sto es posible si conocem os y a sea la cantidad en gram os de cada elem ento que se com bina p ara form ar un com puesto en particular, o bien el porcentaje de cada elem ento presentee ne lc om puesto( lac om posiciónp orcentual). R ecuerda que la fórm ula em pírica m u estra la razón m ás sim ple de los átom os p re­ sentes en el com puesto. L as razones atóm icas son proporcionales al núm ero de m oles de cada tipo de átom o presente. Si podem os establecer el núm ero de m oles de cada ele­ m ento presente, tam bién podem os calcular las razones de núm eros enteros m ás sim ples de los átom os presentes. E ste conjunto m ás sim ple de núm eros enteros corresponde a los subíndices de la fórm ula em pírica del com puesto. E stu d ia los pasos que se describen en los ejem plos siguientes. L os ejem plos 9.17 y 9.18 ilustran la form a de calcular las fórm ulas em píricas cuando se conoce y a sea la cantidad en gram os de cada elem ento o losp orcentajesd ec adau no.

E J E M P L O 9.17

Fórmula empírica

Se calentó una m uestra de 6.50 g de crom o pulverizado en oxígeno puro. L a m asa del com puesto que se obtuvo fue de 9.50 g. ¿C uál es su fórm ula em pírica? SOLUCION ■ P A S O 1 E stablecel am asad ec adae lem entop resentee n e lc om puesto. M asa de C r = 6.50 g (dato) M asa de O = 9.50g d em asac om binada - 6.50 g de C r = 3.00g d eo xígeno( obtenidap o r“ diferencia”) ■ P A S O 2 Convierte los gram os de cada elem ento a m oles con base en las m asas m olares. Cr:

1 m ol C r 6.50 g C r X -------------= 0.125 m ol C r 5 52.0 g Cr

1 m ol O 3.00 g O X ------------ = 0.188 m ol O 16.0 g O

O:

L as razones m olares aquí obtenidas son iguales a las razones atóm icas. P or tanto, podríam os escribir la fórm ula em pírica com o C r0.125O 0.188, pero esta form a no es aceptable.D ebem ose stablecere lc onjuntom ásp equeñod en úm eros enteros. ■

P A S O 3 D educe el conjunto m ás pequeño de núm eros enteros. Prim ero, divide el núm ero de m oles de cada elem ento entre el m enor de los dos valores. 0.125 m ol Cr: --------------- = 1.00 0.125 m ol

O:

0.188 m ol --------------- = 1.50 0.125 m ol

Si en este punto aparece un valor decim al, com o se m u estra en este problem a, en ­ tonces no hem os obtenido el conjunto m ás pequeño de núm eros enteros, esto es, las razones atóm icas. P ara elim inar los decim ales m ultiplica am bos valores por el en ­ tero m ás pequeño posible (2, 3, 4 o 5) que dé el conjunto m ás pequeño de núm eros enteros. E n el caso de este problem a, necesitam os m ultiplicar am bos valores por 2 porquee ld ecim ald elo xígenoe stáe nm edios. Cr:

1.00 X 2 = 2

O:

1.50 X 2 = 3

L a f órm ulae m píricae s C r2O 3. E J E R C IC IO 9.17

(a) U na m uestra de 1.75 g de estaño m etálico reaccionó con brom o suficiente para producir un com puesto con una m asa de 4.10 g. ¿C uál es su fórm ula em pírica? (b) U na m uestra de 1.00 g de estaño m etálico reaccionó con 4.27 g de yodo. ¿C uál es la f órm ulae m pírica delc om puesto? E n el paso 3 del ejem plo 9.17 el valor decim al del oxígeno fue de 1.50. E n este ca­ so m ultiplicam os por 2 porque 1.50 equivale a 1 - o -f. Siem pre que el valor decim al apa­ rezca com o un m últiplo de 0.50 o - , podrem os elim inar las fracciones m ultiplicando por 2. D e m odo análogo, si el valor decimal es un m últiplo de 0.333 o 0.666, el equivalente en fracciones está en tercios. Podem os elim inar los m últiplos de un tercio multiplicando por 3. A sim ism o, si el valor decim al es un m últiplo de 0.250 o 0.750, el equivalente en fraccio nes está en cuartos. Podem os elim inar los múltiplos de un cuarto multiplicando por 4. P or últim o, si el v alor decim al es un m ú ltip lo d e 0.20, com o 0.40, 0.60, 0.80, y así sucesivam ente, el eq uivalente en fracciones está en q uintos. P od em o s elim in ar los m ú ltip lo s de un quinto m u ltip lican d o p o r 5. E n la tabla 9.1 se resum en los valores decim ales y sus equivalentes en fracciones sim ples. Se entiende que un valor calculado de 0.498 o 0.499 se debe probablem ente a pequeños errores al redondear los valores y debe tratarse com o 0.500. D el m ism o m o ­ do, los valores de 1.32 y 1.65 deben tratarse com o 1.333 y 1.666, respectivam ente. T a b la 9.1

E q u iva le n cia s en tre d e c im a le s y fra c c io n e s sim p les

Valor decimal

Fracción simple

Multiplicada por este en tero

Da este número en tero

Valor decimal

Fracción simple

Multiplicada por este entero

Da este número entero

0.500

=T

X2

1

0.200

=y

X5

1

0.333

=T

X3

1

0.400

=T

X5

2

0.667

=■

X3

2

0.600

= |

X5

3

0.250

= 4-

X4

1

0.800

=f

X5

4

0.750

= 44

X4

3

Todos los cálculos p ara establecer fórm ulas em píricas deben efectuarse a tres o cuatro cifras significativas. U n redondeo dem asiado prem aturo (con m enos de tres cifras sig­ nificativas) puede dar lugar a errores en las razones m ás sim ples de núm eros enteros. E l cálculo de fórm ulas em píricas tam bién se puede llevar a cabo con base en porcen­ tajes en vez de las m asas individuales de los elem entos presentes en el com puesto, com o se m uestra en el ejem plo 9.18. Para ello, conviene utilizar sim plem ente una m uestra de 100.0 g del com puesto y m ultiplicar cada porcentaje p o r 100.0 g. Por ejem plo, el 82.7% de 100.0 g es 82.7 g, y el 17.3% de 100.0 g es 17.3 g. D e este m odo, podem os em plear los porcentajes de igual form a que las m asas. E J E M P L O 9.18

Fórmulas em píricas a partir de porcentajes

E l glicerol, una sustancia quím ica que se em plea en lociones p ara las m anos, contiene 39.10% de carbono, 8.77% de hidrógeno y 52.13% de oxígeno. ¿C uál es la fórm ula empíricad elg licerol? SOLUCION ■ P A S O 1 Si las cantidades se indican com o porcentajes, supón que tienes una m uestra de 100.0 g del com puesto. Para calcular la m asa de cada elem ento p resen ­ te en la m uestra, m ultiplica el porcentaje de cada elem ento p o r 100 g. E n 100.0 g de glicerol hay 39.10 g de carbono, 8.77 g de hidrógeno y 52.13 g de oxígeno. ■ P A S O 2 C on base en las m asas m olares, convierte los gram os de cada elem ento (paso 1 ) a m oles.

C:

1 mol C 39.10 g C X -----------------= 12.0 g C

3.258 mol C

H:

1 mol H 8.77 g H X ------------ = 8.683 mol H 1.01 g H

O:

1 mol O 52.13 g O X ------------ = 3.258 mol O 16.0 g O

L as razones m olares aquí obtenidas son iguales a las razones atóm icas. Ya sólo hace faltae stablecere lc onjuntom ásp equeñod en úm eros enteros. ■ P A S O 3 D ivide el núm ero de m oles de cada elem ento entre la m enor de las tres cantidadesc alculadas.E n e stec aso,d ividirem ose ntre3 .258m ol.

_ 3.258 mol ^ ------ - = 1.00 C: 3.258 mol ^

O:

8.683 mol ^ ------ - = 2.66 3.258 mol

H:

3.258 mol ------- 7 3.258 mol

tt—

=

„

1 .0 0

U no de los valores, 2.66, no es un núm ero entero; está en tercios. Podem os m ultiplicarlop or3 p arao btenere lc onjuntom ásp equeñod en úm erose nteros. C:

1.00 X 3 = 3 O:

H:

2.66 X 3 = 7.98 u 8.0

1.00 X 3 = 3

L a f órm ulae m píricae s C 3H 8O 3. E J E R C IC IO 9.18

Véanse los problemas 9 .63-9 7 o.

(a) ¿C uál es la fórm ula em pírica de un com puesto que contiene 43.66% de fósforo y 56.34% de oxí geno? (b) ¿C uál es la fórm ula em pírica de un com puesto que contiene 11.44% de fósforo y 88.56% de brom o?

Si se conoce la m asa m olar de un com puesto y su fórm ula em pírica, se puede establecer la fórm ula molecular. C om o se explicó en la sección 9.7, tanto el acetileno, C2H 2, con una m asa m olar de 26.0 g/mol, com o el benceno, C6H 6, con una m asa m olar de 78.0 g/mol, tienen la m ism a fórm ula em pírica, CH. E l acetileno, C2H2, contiene dos unidades de fórm ula empírica. Su fórm ula m olecular contiene dos veces m ás átom os de C y de H que los que están presentes en la fórm ula em ­ pírica, y su m asa m olar es el doble de la m asa de la fórm ula empírica. M asa m olar d el acetileno

_ 26.0 g

M asa d e la fórm ula em pírica C H

13.0 g = 2 unidades d e fórm ula em pírica

E la cetileno,c ond osu nidadesd e f órm ulae m pírica,t ienel a f órm ulam olecularC 2H 2. E l benceno tiene una fórm ula m olecular que contiene seis veces m ás átom os de C y de H que los que están presentes en la fórm ula em pírica, y su m asa m olar es seis veces el peso de la fórm ula em pírica. M asa m olar del benceno

78.0 g

M asa de la fórm ula em pírica C H

13.0 g = 6 unidades de fórm ula em pírica

E lb enceno,c ons eisu nidadesd e f órm ulae m pírica,t ienel a f órm ulam olecularC 6H 6. A sí pues, podem os calcular el núm ero de unidades de fórm ula em pírica presentes en la fórm ula m olecular dividiendo la m asa m olar de un com puesto entre la m asa de su fórm ula em pírica. L a fórm ula m olecular se establece m ultiplicando cada subíndice de la fórm ula em pírica por el núm ero de unidades de fórm ula em pírica.

Fórm ula em pírica Ejem plos:

X

N úm erod eu nidadesd e fórm ulae m pírica

CH CH

X X

2 6

= =

C 2H 2 C 6H 6

(acetileno) (benceno)

C H 3O

X

2

=

C 2H 6O 2

(eti len gli col)

E J E M P L O 9 .19

F ó rm ulad e lam olécula

Fórmulas moleculares a partir d e fórmulas empíricas

P or m edio de un espectróm etro de m asas de un laboratorio de quím ica analítica, se en ­ contró que uno de los com puestos presentes en la gasotina tenía una m asa m o tar de 114.0 g /m o l. O tro análisis perm itió establecer los porcentajes de C y de H en el co m ­ puesto, encontrándose que el com puesto tiene la fórm ula em pírica C4H 9. ¿C uál es la fórm ula m oleculard ee stec om puesto? SOLUCION ■ P A S O 1 C alcula eln úm erod eu nidadesd e f órm ulae m píricad elc om puesto. M asa m olar del compuesto

114.0 g

M asa de la fórm ula empírica C4H 9

57.0 g = 2 unidades de fórmula empírica

Fórm ula em pírica

X

N úm erod eu nidadesd e fórm ulae m pírica

Fórm ulad e lam olécula

C4H 9

X

2

C»H1S

L a f órm ulam oleculare s C SH, Véanse los problemas 9.71 -9.7 4 .

E J E R C IC IO 9.19

(a) U na sustancia quím ica que se utiliza en la fabricación de alfom bras p ara interio­ res y exteriores tiene la fórm ula em pírica C H 2 y un a m asa m olar de 42.0 g/mol. ¿C uále sl a f órm ulam oleculard ee stec om puesto,c uyon om bree sp ropileno? (b) U na sustancia quím ica presente en el líquido para encender carbón tiene la fórm u­ la em pírica C H 2 y una m asa m olar de 168 g/m ol. ¿C uál es la fórm ula m olecular de esta sustancia?

E n el próxim o capítulo trabajarem os con varios tipos de reacciones quím icas. M ás adelante, en el capítulo 1 1 , com binarem os los cálculos descritos en este capítulo con inform ación referente a reacciones quím icas específicas (Capítulo 10) para determ inar cantidades de sustancias que participan en reacciones químicas.

Resumen del capítulo Nuestra capacidad para hacer uso de la información química se ve muy limitada hasta que aprendemos a realizar cálculos en los que interviene el mol químico. La suma de las masas atómicas de un compuesto, en unidades de masa atómica, proporciona el peso formular, llamadot ambiénp esom olecularc uandoe lc ompuestot ienee nlacesc ovalentes. Con el mol se puede contar el número de Avogadro (6.022 X 1023) de moléculas, áto­ mos, electrones o cualquier otro tipo de unidades formulares. La fórmula química indica la proporción de átomos y la proporción de moles de átomos presentes en el compuesto. La composición porcentual de un compuesto es una lista de los porcentajes, en masa, de cada elementop resentee ne lc ompuesto. La masa molar de un compuesto es equivalente al peso formular expresado en gramos. La masa molar se emplea como factor de conversión para convertir gramos a moles y vice­ versa. Si se conoce la masa de un mol de partículas, se puede calcular la masa de cualquier partículau nitariad ividiendol am asad eu nm old ep artículase ntree ln úmerod e Avogadro. La molaridad, M, de una solución es el número de moles de una sustancia disueltos en agua suficiente para completar un litro de solución. Una vez que se ha preparado una solu­ ción con una molaridad específica, se puede calcular el volumen de solución necesario para teneru nn úmeroe specíficod em oleso d eg ramosd es oluto. M o le s

V olum en (en litros) X ---------- = M oles de soluto L itro „ M oles G ram os „ , , V olum en (en litros) X -----------X ------------ = G ram os de soluto L itro M ol E l volum en, V1, de un a solución de concentracion conocida, C 1, que se necesita para preparar un volum en específico, V2, de una solución de concentración C2 por dilución sec alculam ediantel ae cuación

La razón de números enteros más simple de los átomos de cada elemento presente en un compuesto se le llama fórmula empírica. La fórmula molecular indica el número real de áto­ mos de cada elemento presente en una molécula. La composición porcentual de un compuesto permite calcular la fórmula empírica de éste. Si se conoce la masa molar del compuesto, se puede establecer el número de unidades de fórmula empírica y la fórmula m olecular real. La fórmula molecular puede ser igual a la fórmula empírica, o bien un múltiplo entero simple (1, 2, 3, etc.) de la fórmula empírica. La mejor forma de aprender a resolver problemas como éstos consiste en practicar resolviendol osp roblemasq ues ei ncluyena lf inald elc apítulo.

Evalúa tu comprensión: repaso y autoevaluación 1. Calculap esosf ormularesy p esos molecularesd ec ompuestos.[ 9.1] 2. Describee lm olq uímicoy e ln úmerod e Avogadro.[ 9.2] 3. Definel am asam olary c alculam asasm olaresd ec ompuestos.[ 9.2] 4. Calculal ac omposiciónp orcentuala p artird eu naf órmulaq uímica.[ 9.3] 5. Convierteg ram osd eu nas ustanciaa m olesy v iceversa.[ 9.4] 6. Calculal am asad eá tomosy m oléculasi ndividuales.[ 9.5] 7. Interconviertem asa,m olesy n úmerod eá tomoso i ones.[ 9.5] 8. Describel ap reparaciónd es olucionesc onc oncentracionesm olares.[ 9.6] 9. Explical ad iferenciae ntrel as formulase mpíricasy l asm oleculares.[ 9.7] 10. Calculaf órmulase mpíricasy m olecularesa p artird ed atos.[ 9.7-9.9]

Térmi nos clave composiciónp orcentual[ 9.3] concentración[ 9.6] disolvente [9.6] fórmulae mpírica[ 9.7]

fórmulam áss imple[ 9.7] fórmulam olecular[ 9.7] masam olar[ 9.2] mol [9.2]

mo lar [ 9.6] molaridad[ 9.6] peso formular[ 9.1] peso molecular[ 9.1]

porcentajee np eso[ 9.3] so lu to [ 9.6]

Pro ble mas Pesosf orm ularesy pesosm oleculares

M oles y m a sas m ola res

9.1

Describe el uso correcto de los términos “peso formu­ lar’^ “ pesom olecular” .

9.5

9.2

Critica este enunciado: “El peso molecular del KCl es de 74.6 uma.”

9.3

Calculae lp esof ormulard el osc ompuestoss iguientes. a. Ca3(P 0 4)2 (presentee nl osh uesos) b. C2H50 H ,e tanol( alcohole tílico) c. ácido sulfúrico (la sustancia química que más se fabri ca) d. nitratod em agnesio( seu tiliza enp irotecnia)

9.4

Calculae lp esof ormulard el osc ompuestoss iguientes. a. M g (0 H )2 (presentee nl a“ leched em agnesia”) b.

(NH4)3P 0 4 (see mpleae nf ertilizantes)

c. hidróxido de calcio (se emplea en el mortero para ladri llos) d. CH3C 0 0 H ,á cidoa cético( presentee ne lv inagre)

9.6

La fórmula del dióxido de carbono gaseoso es C 0 2. De­ termina a. la masa de un mol (la masa molar) del C 0 2 gaseoso. b. el número de átomos presentes en una molécula de C 0 2 gaseoso. c. el número total de átomos presentes en un mol de C 0 2 ga seo so. d. la masa de 2.50 mol de C 0 2 gaseoso. e. el número de moles de C 0 2 gaseoso que hay en 70.0 g de C 0 2 gaseoso. Laf órmulad elo xígenog aseosoe sO 2.D etermina a. la masa de un mol (la masa molar) del oxígeno gaseoso. b. el número de átomos presentes en una molécula de oxígenog aseoso. c. el número total de átomos presentes en un mol de oxígenog aseoso. d. la masa de 2.50 mol de oxígeno gaseoso. e. el número de moles de oxígeno gaseoso que hay en 70.0g d eo xígenog aseoso.

9.7

9.8

9.9

9.10

9.11

La fórmula de la glucosa es C6H 12O 6.D etermina a. la masa de un mol de glucosa. b. el número de átomos presentes en una molécula de glu co sa. c. el número total de átomos presentes en un mol de gluco sa. d. la masa de 0.125 mol de glucosa. e. el número de moles de glucosa que hay en 50.0 g de glu co sa. La fórmula de la cafeína es C8H 10N4O 2.D etermina a. la masa de un mol de cafeína. b. el número de átomos presentes en una molécula de cafeína. c. el número total de átomos presentes en un mol de cafeína. d. la masa de 0.125 mol de cafeína. e. el número de moles de glucosa que hay en 50.0 g de cafeína. Con respecto al hidróxido de calcio, Ca(OH)2, que se empleae ne lm orterop aral adrillos,d etermina a. el número de iones calcio, Ca2+, presentes en una uni­ dad formular de Ca(OH)2. b. el número de iones hidróxido, OH - , presentes en una unidadf ormulard eC a(OH)2. c. el número de moles de iones calcio, Ca2+, presentes en 2.50 mol de Ca(OH)2. d. el número de moles de iones hidróxido, O H - , pre­ sentes en 2.50 mol de Ca(OH)2. Con respecto al (NH4)3PO4, que se emplea en muchos fertilizantes,d etermina a. el número de iones amonio, NH4+, presentes en una unidadf ormulard e( NH4)3PO4. b. el número de iones fosfato, PO43-, presentes en una unidadf ormulard e( NH4)3PO4. c. tnúmero de moles de iones amonio, NH4+, presentes en 0.240 mol de (NH4)3PO4. d. el número de moles de iones fosfato, PO43 -, presen­ tes en 0.240 mol de (NH4)3PO4. Con respecto al hidróxido de aluminio, Al(OH)3, que se empleae nc iertosa ntiácidos,d etermina a. el número de iones aluminio presentes en una uni­ dad formular de Al(OH)3. b. el número de iones hidróxido presentes en una uni­ dadf ormulard e Al(OH)3. c. el número de moles de iones aluminio presentes en 0.222 mol de Al(OH)3. d. el número de moles de iones hidróxido presentes en 0.222 mol de Al(OH)3. Con respecto al fosfato de sodio, N a3PO4, que se em­ plea en la fabricación de papel y textiles y para limpiar superficiesq ues ev ana p intar,d etermina a. el número de iones sodio presentes en una unidad formulard eN a3PO4. b. el número de iones fosfato presentes en una unidad formulard eN a3PO4.

c. el número de moles de iones sodio presentes en 0.130 mol de N a3PO4. d. el número de moles de iones fosfato presentes en 0.130 mol de N a3PO4. C álculosd ec om posición

9.13 9.14 9.15 9.16 9.17 9.18

¿Cuántos gramos de nitrógeno contiene un fertilizante pa­ ra pasto por cada 1000 g de (NH4)3PO4 presentes en él? ¿Cuántos gramos de fósforo contiene un fertilizante pa­ ra pasto por cada 1000 g de (NH4)3PO4 presentes en él? ¿Cuántos gramos de iones N a+ contiene una muestra de 10.0 g de NaCl (sal común)? ¿Cuántos kilogramos de Cu se pueden obtener de cada 10.0 kg de mena de Cu2S? ¿Cuántos kilogramos de Zn se pueden obtener de cada 10.0 kg de mena de Zn2SiO4? ¿Cuántos kilogramos de Pb se pueden obtener de cada 10.0 kg de mena de PbS (llamada galena)?

9.19

¿Cuál es la composición porcentual (en masa) del amoniacog aseoso,N H3?

9.20

¿Cuál es la composición porcentual (en masa) del sul­ fato de amonio, (NH4)2SO4?

9.21

¿Cuál es la composición porcentual (en masa) del nitra­ to de amonio, NH4N O 3? ¿Cuál es la composición porcentual (en masa) de la urea, N 2H4CO? Todos los compuestos mencionados en los problemas del 9.19 al 9.22 se emplean como fertilizantes. ¿Cuál de ellos tiene el mayor porcentaje (en masa) de nitrógeno?

9.22 9.23

9.24 9.25

¿Cuál compuesto, el fosfato de amonio o el fosfato de calcio,t ienee lm ayorp orcentaje( enm asa)d ef ósforo? El sulfato de hierro(II), FeSO4, se puede emplear como complementod eh ierroe nl ad ieta.D etermina a. el porcentaje en masa de hierro en el FeSO4.

9.26

b. la cantidad de hierro en miligramos que contiene una tableta con 500. mg de FeSO4. El carbonato de calcio, CaCO3, se puede emplear como complementod ec alcioe nl ad ieta.D etermina a. el porcentaje en masa de calcio en el CaCO3. b. la cantidad de calcio en miligramos que contiene una tableta con 500. mg de carbonato de calcio.

Conversionese ntrem asa y moles

9.27

9.28

Conviertea m olesl asc antidadess iguientes. a. b.

10.0 g de 10.0 g de

Fe Fe2O3

c.

92.0 g de

etanol,C2H 5OH

d. 92.0 g de oro Conviertea m olesl asc antidadess iguientes. a. 44.0 g de H2O b. 44.0 g de CO2 c. 90.0 g de glucosa, C6H 12O6 d. 90.0 g de H2 gaseoso

9.29

¿Cuántos gramos hay en cada una de las muestras si­ guientes? a. 0.800 mol de Fe b. 0.800 mol de Fe20 3 c. 1.50 mol de etanol, C2H50 H d. 1.50 mol de oro

9.30

¿Cuántos gramos hay en cada una de las muestras si­ guientes? a. 1.50 mol de H20 b. 1.50 mol de C 0 2 c. 0.750 mol de glucosa, C6H120 6 d. 0.750 mol de H2 ga seo so

Cálculosc one ln úmero d e A vogadro

9.31

¿Cuál es la masa (en gramos) de un átomo de carbono?

9.32

¿Cuál es la masa (en gramos) de un átomo de oro?

9.33

¿Cuál es la masa (en gramos) de un átomo de nitrógeno?

9.34

¿Cuál es la masa (en gramos) de un átomo de plata?

9.35

¿Cuál es la masa (en gramos) de una molécula de dió­ xido dec arbono?

9.36

¿Cuál es la masa (en gramos) de una molécula de pentó xi do d e d ini tró geno, N 20 5?

9.37

¿Cuál es la masa (en gramos) de una molécula de aspiri na, C 9H80 4?

9.38

¿Cuál es la masa (en gramos) de una molécula de alco­ hole tílico,C 2H50 H ?

9.39

Se encontró que la masa de una sota gota de agua es de 0.0500 g. ¿Cuántas moléculas de agua contiene esta go ta?

9.40

Dos cristales de sacarosa, C 12H220 n (azúcar de mesa), tienen una masa de 0.0012 g. ¿Cuántas moléculas de sacarosac ontienee sta muestra?

9.41

¿Cuántos iones hidróxido se encuentran en solución a partir de 1.00 mg de A l(0H )3, que se emplea como an­ tiácido?

9.42

¿Cuántos iones hidróxido se encuentran en solución a partir de 1.00 mg de M g(0H )2, que se emplea como an­ tiácido?

9.43

¿Cuántos iones cloro hay en una muestra de 1.50 g de CaCl2?

9.44

¿Cuántos iones nitrato hay en una muestra de 1.50 g de Cr (N03)3? ¿Cuántas motécut as hay en 1.00 mg de vitamina C, C6H8O6? ¿Cuántas moléculas hay en 1.00 mg de aspirina, C9H 804?

9.45 9.46

M ola ridad

9.47

¿Cuántos gramos de nitrato de potasio, K N 0 3, se nece­ sitan para preparar 500. mL de una solución 0.100 M? ¿Cómop repararíase stas olución?

¿Cuántos gramos de sulfato de cobre(II), C u S 0 4, se ne­ cesitan para preparar 250. mL de una solución 0.100 M? ¿Cómo prepararías esta solución? 9.49 ¿Cuántos gramos de glucosa, C6H 120 6, se necesitan para preparar 250. mL de una solución 0.150 M? Describe cómo preparar esta solución. 9.50 ¿Cuántos gramos de M g (0 H )2 se necesitan para prepa­ rar 500. mL de una solución 1.25 M? Describe cómo pre­ parare stas olución. 9.51 ¿Cuántos mililitros de una solución de glucosa 0.150 M (Problema 9.49) se deben emplear para obtener 2.00 g de glu co sa? 9.52 ¿Cuántos mililitros de una solución de M g(0H )2 1.25M (Problema 9.50) se deben emplear para obtener 5.00 g de Mg(0H)2? 9.53 ¿Cuántos mililitros de una solución de glucosa 0.150 M se deben emplear para obtener 500. mg de glucosa? 9.54 ¿Cuántos mililitros de una solución de M g(0H )2 1.25M se deben emplear para obtener 250. mg de M g(0H )2? 9.48

Dilución

9.55

9.56

9.57

9.58

¿Cuántos mililitros de una solución de ácido clorhídrico concentrado 12.0 M se necesitan para preparar 2.00 L de una solución 0.100 M? Describe cómo se debe hacer esta dilución. ¿Qué cantidad de una solución de ácido sulfúrico 6.00 M se necesita para preparar 500 mL de una solución 1.50 M? Describe cómo se debe hacer esta dilución. ¿Cuántos litros de solución blanqueadora comercial al 5.25% deben emplearse para preparar 50.0 L de solu­ ción blanqueadora al 1 .00%, que se utilizará para limpiary d esinfectarp isos?¿ Cómoh aríase stad ilución? ¿Cuántos mililitros de una solución de peróxido de hidró­ geno, H20 2, al 10.0% se necesitan para preparar 2.00 L de una solución al 3.00%, que puede emplearse como an­ tiséptico? ¿Cómo harías esta dilución?

Fórmulas em píricas y f órm ulasm oleculares

9.59

9.60

9.61

Escribe la fórmula empírica de los compuestos siguientes. a. C8H 18,o ctano( componented e lag asolina) b. C 12H22O jj,s acarosa( azúcard em esa) c. H g2Cl2 d. CaCl2 Escribe la fórmula empírica de los compuestos siguientes. a. C20H42,p resentee nl ap arafina b. C2H4,e teno( see mpleap araf abricarp olietileno) c. C3H80 3,g licerol d. C 10H22,d ecano Determina la fórmula molecular correcta a partir de la fórmula empírica y el peso formular de cada compuesto. a. CH2, P.F. = 84.0 uma b. CH20 , P.F. = 60.0 uma c. C3H40 3 (vitamina C), P.F. = 176 uma d. BH3, P.F. = 27.7 uma

9.62

Determina la fórmula molecular correcta a partir de la fórmula empírica y el peso formular de cada compuesto.

9.71

b. CH2, P.F. = 56.0 uma

La hidracina es una sustancia química que se emplea eno casionesc omoc ombustiblep arac ohetes.C ontiene 87.5% de nitrógeno y 12.5% de hidrógeno, y su peso moleculare sd e3 2.0.D etermina

c. C5H7N (nicotina), P.F. = 81.0 uma

a. laf órmulae mpíricad elc ompuesto.

a. CH3, P.F. = 30.0 uma

b. laf órmulam oleculard elc ompuesto.

d. P2O 5, P.F. = 284 uma 9.63

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto, que contiene 18.6 mg de fósforo y 12.6 mg de nitrógeno?

9.64

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto, que contiene 18.6 g de fósforo y 14.0 g de nitrógeno?

9.65

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que con­ tiene 35.6% de fósforo y 64.4% de azufre?

9.66

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que con­ tiene 43.7% de fósforo y 56.3% de azufre?

9.67

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que con­ tiene 36.84% de nitrógeno y 63.16% de oxígeno?

9.68

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que con­ tiene 63.64% de nitrógeno y 36.36% de oxígeno?

9.69

Una fibra de acrilonitrilo, cuyo nombre comercial es Orlón, contiene 67.89% de C, 5.71% de H y 26.40% de N.¿ Cuále ss uf órmulae mpírica?

9.70

El politcloruro de vinilo), PVC (por sus siglas en int glés), es un plástico con el que se hacen tarjetas de cré­ dito, tubos de plástico para drenaje y revestimientos exteriores de casas. Contiene 38.40% de C, 4.80% de H y 56.80% de Cl. ¿Cuál es su fórmula empírica?

9.72

Se encontró que una sustancia química presente en el vinagre tiene 40.0% de carbono, 6.67% de hidrógeno y 53.3% de oxígeno, y un peso molecular de 60.0. Determi na a. laf órmulae mpíricad elc ompuesto. b. laf órmulam oleculard elc ompuesto.

9.73

Se encontró que un compuesto con un peso molecular de 98.0 contiene 24.49% de carbono, 4.08% de hidrógenoy 7 2.43%d ec loro.D etermina a. laf órmulae mpíricad elc ompuesto. b. laf órmulam oleculard elc ompuesto.

9.74

Se encontró que un ácido orgánico con un peso molecular de 88.0 contiene 54.55% de carbono, 9.09% de hidróge­ no y 36.36% de oxígeno. Determina a. laf órmulae mpíricad elc ompuesto. b. laf órmulam oleculard elc ompuesto.

Estudiantes en

© acción Galería de cantidades químicas Lleva a cabo la siguiente actividad para que puedas familiarizarte con las cantidades químicas. Ahora serás tú quien le muestre a tus compañeros el significado físico de éstas. M ateriales y sustancias

♦ Agua destilada

1 matraz volumétrico de 250 mL

♦ Sulfato de cobre(II) pentahidratado

5 matraces volumétricos de 25 mL

♦ Permanganato de potasio

4 vidrios de reloj

♦ Cloruro de potasio

1 cristalizador

♦ Dicromato de potasio

Espátulas

♦ Cám ara fotográfica (puede ser la de un teléfono celular)

1 balanza analítica o electrónica

♦ 1 probeta de 20 mL

Procedim iento

1. Prepara 1 mol de agua líquida. Realiza los cálculos correspondientes tomando en cuenta la masa molar y su densidad. M ués­ tralo en una probeta de 10 mL. Tómale una fotografía y guárdala. En una hoja, elabora un letrero como el que se presenta a continuación.

1 m ol de H2O, una molécula con enlaces covalentes, tiene una masa de 18 g. Contenido 6.022 X 1023 moléculas, constituidas por: 2(6.022 X 1023 )átomos de hidrógeno 6.022 X 1023 átomos de oxígeno 2.

3.

Prepara 1 mol de sulfato de cobre(II) pentahidratado, realiza los cálculos correspondientes tomando en cuenta la masa molar, sus hidratos y colócalo en un cristalizador. Tómale una fotografía y guárdala. Elabora para ella un letrero como el señalado en el punto anterior. Prepara 1 mol de permanganato de potasio, realiza los cálculos correspondientes tomando en cuenta la masa molar y coló­ calo en un cristalizador. Tómale una fotografía. Para el pie de figura, haz un letrero como en el punto 1.

4.

Prepara 250 mL de una disolución 1 M de cloruro de potasio. Realiza los cálculos correspondientes y preséntala en un m a­ traz volumétrico. Tómale una fotografía al sólido antes de di­ solver y otra cuando ya está en el matraz volumétrico. Elabora un letrero en el que indiques la masa de cloruro de potasio, los moles de iones potasio y los moles de iones clo­ ruro que ocupaste para preparar la disolución anterior.

5.

Diluciones. Prepara 25 mL de una disolución de dicromato de potasio 1.00 M. Después, prepara cinco disoluciones más, por el método de dilución, las concentraciones son: a)

1 X 10- 1 M

b)

1 X 10~2M

c)

1 X 10~3 M

d)

1 X 10~4 M

e)

1 X 10~5 M

Prepara las disoluciones en 5 matraces volumétricos de 25 mL. Tómales una fotografía y diseña un letrero con los cálculos que hiciste para obtener las diferentes concentraciones.

Nota: el tipo de compuestos puede variar de acuerdo con la disponibilidad en el laboratorio. Consulta con tu profesor si

considera pertinente cambiar alguno. Recuerda que el objetivo de la actividad es apreciar las cantidades químicas de forma tangible, para dejar de verlas sólo como números abstractos. Exposición

Organiza tu m aterial para presentar tu galería. A dicionalm ente, deberás h acer lo siguiente. a)

Explica el procedimiento que seguiste para preparar lo indicado para cada sustancia, las diferencias entre 1 mol de m olécu­ las de agua y 1 mol de unidades fórmulas de los distintos compuestos unidos por enlaces iónicos (C uS 04.5H20 y K M n 0 4).

b)

Explica cómo preparaste la disolución de KCl cuya concentración es 1 M (1 mol/L) y las diluciones del K2Cr20 7, incluyendo las razones por las que el procedimiento de dilución se hace a partir de una disolución más concentrada a una más diluida. Para cerrar, agrega algunos casos de la vida cotidiana, en los que tener la concentración exacta de la sustancia (compuesto, elemento, iones) es vital. Elige cualquiera de estas opciones para la exposición: T ipo I. Presentación. Integra las fotografías y los letreros en diapositivas y destina algunas para la información de los incisos a) y b). T ipo II. Cartel. Pega tus fotografías en un cartel y prepara una exposición oral en la que incluyas la información solicitada. T ipo III. Exposición física en el laboratorio. 0rganízala en el laboratorio, muestra todos los materiales que empleaste y co­ menta a tus compañeros la información indicada. Recuerda que en cualquiera de las opciones deberás incluir o presentar el letrero con la cantidad de átomos, iones, molécu­ las y cálculos, según el caso.

10

Reacciones químicas

C O N T E N I D O 10.1

Reacciones químicas y ecuaciones químicas

10.2

Lo que nos dicen las ecuaciones químicas balanceadas

10.3

Cómo escribir y balancear ecuaciones químicas

10.4

Clasificación de las reacciones

10.5

Combustión

10.6

Reacciones de síntesis (combinación)

10.7

Reacciones de descomposición

10.8

Reacciones de los metales

10.9

Reacciones de los no metales

10.10

Reacciones de doble sustitución

10.11

Ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas

10.12

Neutralización: una reacción de doble sustitución

Esta vigorosa reacción del óxido de hierro(III) con aluminio pulverizado, conocida como reacción de termita, produce hierro fundido al mismo tiempo que libera una cantidad considerable de calor. Esta reacción se utilizó para soldar rieles durante la construcción de ferrocarriles en el viejo O este.

uando se conduce un autom óvil, se libera energía al m om ento que la gasolina se com bina de form a explosiva con oxígeno gaseoso p ara producir dióxido de carbono y vapor de agua. É ste es un ejem plo de un cam bio quím ico, o reacción quím ica com ún, m uy im portante (Fig. 10.1a). D urante un a com pleja serie de rea c­ ciones que se llevan a cabo dentro de las células de tu organism o, la glucosa y otros carbohidratos de los alim entos se consum en (m etabolizan) conform e reaccionan con oxígeno para producir dióxido de carbono y vapor de agua, que exhalas al respirar (Fig. 10 .1b). E stos dos ejem plos m uestran cóm o ciertas sustancias desaparecen y otras se producen durante las reacciones quím icas. L as dos reacciones se asem ejan en varios aspectos. E n am bos casos, un co m ­ puesto que contiene carbono reacciona con oxígeno para p roducir dióxido de carbono y agua. Ya sea en el interior del cuerpo hum ano, en un m o to r de autom óvil o al aire

C

Figura 10.1 (a) Las reacciones químicas nos llevan de un lugar a otro. Gasolina + Oxígeno -----» Dióxido de carbono + Agua (b) Durante el metabolismo, los carbohidratos reaccionan con oxígeno y producen dióxido de carbono y agua, la cual es visible cuando hace frío.

libre, las sustancias reaccionan para producir otras sustancias nuevas. U n a vez que entendem osl oq ueo curre,e ncontram osq uel asr eaccioness onp redecibles. E n toda reacción quím ica no se crean ni se destruyen átom os; los que están p resen­ tes se reorganizan para form ar sustancias diferentes. E n todos los casos, la m ateria se conserva y la m asa total no cam bia I . P ara escribir ecuaciones quím icas de reacciones com o las que se han descrito, antes es necesario fam iliarizarse con las fórm ulas quím icas y lo que éstas representan. E n el capítulo 6 se presentaron las fórm ulas quím icas, de las que se h ará un uso extenso en estec apítulo I .

Reacciones químicas y ecuaciones químicas Se producen rea ccio n es q u ím ic a s cuando las sustancias sufren cam bios fundam entales de identidad; se consum e una o m ás sustancias al m ism o tiem po que se form a una o m ás sustancias. L a com bustión de la gasolina y de la glucosa son ejem plos de este fenóm e­ no. A las sustancias presentes al inicio de la reacción, es decir, los m ateriales de p arti­ da, se les llam a reactiv o s. L as sustancias que la reacción p roduce se conocen com o p ro d u c to s. L as ecu acio n es q u ím ic a s sirven para representar, de form a sim bólica, lo que ocu ­ rre durante la reacción. L a reacción de la glucosa (un azúcar) con oxígeno durante el m etabolism o p ara producir dióxido de carbono y agua se puede escribir com o una ecuaciónq uím ica con palabraso c ons ím bolos( fórm ulasq uím icas). G lucosa

O xígeno

C6H 12O 6

6 O 2(g)

D ióxidod ec arbono 6 C O 2(g)

+

+

A gua 6 H 2O(g)

L os reactivos, o m ateriales de partida, se m uestran en el lado izquierdo de la ecuación, separados por un signo de m ás ( + ). L os productos se indican en el lado derecho de la ecuación. U na flecha ( ------>) que se lee com o o p ro d u ce , separa los reactivos de los p ro ­ ductos. L a reacción de la glucosa con oxígeno pro du ce dióxido de carbono y agua. L a ecuación quím ica se puede escribir con palabras; sin em bargo, la ecuación escrita con fórm ulasq uím icasp roporcionam ucham ási nform ación.

I Conexión con el aprendizaje Recuerda la ley de conservación de la masa (Sección 2.6). I Conexión con el aprendizaje Si te resulta difícil escribir fórmulas químicas, repasa el capítulo 6 antes de intentar escribir ecuaciones químicas.

L as reacciones quím icas que hasta aq u í se h an descrito fueron elegidas porque con­ ciernen a procesos m uy conocidos. M ás adelante escribirem os ecuaciones quím icas de reaccionesm uchom enosc onocidas,a unquen om enosi m portantes. E n las ecuaciones quím icas se suelen em plear sím bolos especiales p ara proporcio­ n ar inform ación específica acerca de las sustancias participantes o sobre las condiciones de la reacción. L as sustancias que existen en estado gaseoso en el m om ento de la reac­ ción se designan m ediante una (g) colocada inm ediatam ente después de la fórm ula, co ­ m o se m ostró en el caso de los gases de la ecuación de com bustión de la glucosa. Los sím bolos (s) y (l) sirven p ara identificar sólidos y líquidos, respectivam ente. U n a su s­ tancia disuelta en agua, que form a por tanto lo que se conoce com o una so lu ció n a c u o ­ sa, se identifica en la ecuación m ediante el sím bolo (ac). E n ciertos casos se agrega una sustancia para acelerar una reacción que de otra m ane­ ra se llevaría a cabo con lentitud, o que incluso podría no ocurrir. Esta sustancia, llamada c a ta liz a d o r, se m uestra encim a de la flecha, y no se consum e durante la reacción. Las enzim as son catalizadores especiales que el cuerpo hum ano elabora y utiliza en todas y cada una de las reacciones que se llevan a cabo durante el m etabolism o.

[10.2

Lo que nos dicen las ecuaciones químicas balanceadas

U na reacción se puede representar m ediante un a ecuación expresada en palabras para indicar la identidad de reactivos y productos, pero la ecuación quím ica, que em plea sím bolos, proporciona esta inform ación y tam bién las fórm ulas y las cantidades pro p o r­ cionales de las sustancias participantes. C om o se puede ver en la ecuación de com bus­ tión de la glucosa (Sec. 10.1), la ecuación quím ica resum e, de form a sim bólica, lo que estáo curriendo. P or desgracia, la ecuación quím ica no dice todo lo que uno querría saber acerca de una reacción. N o indica con qué rapidez se lleva a cabo la reacción. É sta podría avanzar, po r ejem plo, con tanta lentitud com o el enm ohecim iento del hierro, o bien con la rap i­ dez suficiente para constituir un a explosión. L a ecuación básica no indica cuánto calor, luz o cualquier otra form a de energía se desprende o es necesaria p ara que la reacción ocurra. Tam poco describe la apariencia de los reactivos n i de los productos durante la reacción; n i siquiera indica si, de hecho, la reacción se lleva a cabo.

En el nivel atómico P ara entender lo que ocurre en efecto durante una reacción, resulta útil visualizar lo que sucede en el nivel m olecular o atóm ico. U n a ecuación quím ica contiene gran cantidad de inform ación de este tipo. P or ejem plo, el m agnesio m etálico arde en oxígeno y p ro ­ duce un polvo blanco: óxido de m agnesio (Fig. 10.2). E n el nivel átóm ico y m olecular, estae cuación 2 Mg

+

O 2(g)

------>

2 M gO

indica con fórm ulas el hecho de que dos átom os de m agnesio reaccionan con una m o ­ lécula de oxígeno gaseoso para producir dos unidades form ulares de óxido de magnesio. (N o se debe decir m oléculas de óxido de m agnesio porque los enlaces son m ás iónicos que covalentes.) 2 átom os de M g

+

1m oléculad eO 2

------>

2u n id ad esf orm ularesd eM gO

L a Fig. 10.3 ayuda a visualizar lo que ocurre en el nivel atóm ico. E n un a reacción quí­ m ica ningún átom o se gana ni se pierde; la m ateria se conserva. P or tanto, en una e c u a ­ ció n q u ím ic a b a la n c e a d a el núm ero de átom os de cada elem ento representados com o reactivos y com o productos debe ser el m ism o; los átom os están balanceados. A hora procedam os a aum entar la escala de las proporciones p o r un factor de 1 2 . D oce objetos constituyen una docena; por tanto, podem os em plear docenas p ara escribirl asc antidadesd er eactivosy p roductos.

Figura 10.2 El magnesio metálico arde en oxígeno para producir óxido de magnesio.

2 MgO

2 docenas de átom os de M g

+

1d ocenad em oleculasd eO 2 ------> 2d ocenas deu n id ad esf orm ularesd eM gO

E stas cantidades son dem asiado pequeñas para verlas, así que usem os ahora un m illón co m of actor: 2 m illones de átom os de M g

+

1 m illón de m oléculas de O 2 ------> 2m illones deu n id ad esf orm ularesd eM gO

Incluso este gran núm ero de átom os o de unidades form ulares es dem asiado p eq u e­ ño para verlo a sim ple vista, así que aum entem os la escala de la reacción utilizando 6.022 X 1023 com o factor; las proporciones son las m ism as. Puesto que 6.022 X 1023 es el núm ero de partículas unitarias que hay en un m ol, del m ism o m odo que 12 es el núm erod eo bjetosq ueh acenu nad ocena,p odem ose scribir 2 m ol de M g

+

1 m ol de O 2

------>

2 m ol de M gO

A l utilizar m oles, tenem os cantidades que se pueden ver y pesar. A unque los núm eros de partículas unitarias, o m oles de partículas unitarias, guardan entre sí proporciones sim ples de núm eros enteros, no ocurre lo m ism o con las proporciones de las m asas. A sí com o la m asa de una docena de p elotas de ping pong es diferente de la m asa de una do­ cena de pelotas de golf, la m asa de un m ol de M g difiere de la m asa de un m ol de O 2. E stas m asas son las m asas m olares que estudiam os en el capítulo 9. D ado que un m ol de M g tiene una m asa de 24.3 g; un m ol de O 2, una m asa de 2 X 16.0 = 32.0 g; y un m ol M gO , una m asa de 24.3 + 16.0 = 40.3 g, podem os escribir las ecuaciones siguientes, donde se m uestra que la m asa antes de la reacción es igual a la m asa después de ella.

Figura 10.3 Dos átomos de magnesio reaccionan con una molécula de oxígeno gaseoso para producir dos unidades formulares de óxido de magnesio. No se crea ni se destruye materia. 2 Mg

+

02

-----►

2 MgO

48.6 g

+

32.0 g

------ ►

80.6 g

2 Mg

+

O 2 -----> 2 M gO

2(24.3 g)

+

32.0 g -----> 2(40.3 g)

48.6 g

+

32.0 g ----> 80.6 g 80.6 g

=

80.6 g

C adae cuacióni ndical asp roporcionesd em asay d en úm erod ep artículasu nitarias. L a m asa total de los reactivos es igual a la m asa total de los productos (Fig. 10.4). E sto con­ cuerda con la ley de conservación de la masa: no se crean ni se destruyen átomos, y tam po­ co se crea ni se destruye masa. L a ecuación balanceada representa todas estas relaciones.

Cómo escribir y balancear ecuaciones químicas

I Conexión con el aprendizaje Recuerda que el H2 y el O2 son gases diatómicos.

Partam os de la ecuación quím ica de la reacción que se lleva a cabo cuando un a chispa enciende una m ezcla de hidrógeno y oxígeno gaseosos y se produce agua y la energía suficiente para producir un fuerte estallido (Fig. 10.4) o im pulsar un transbordador es­ pacial (Fig. 10.5). P rim ero se deben escribir las fó rm u la s correctas de los reactivos y productos. Si se desea se puede identificar el hidrógeno y el oxígeno com o gases (g). I E stoe s opcional. H 2(g) + O 2( g ) ------> H 2O (l)

(noe stába lanceada)

E l núm ero de átom os de esta ecuación no está balanceado (Fig. 10.6). L os reactivos m uestran dos átom os de oxígeno (com o O 2), y no aparece m ás que un átom o de oxíge­ no en los productos (en el H 2O). P ara balancear los átom os de oxígeno se debe colocar el núm ero dos antes de la fórm ula del agua (Fig. 10.7). H 2(g) + O 2( g ) ------> 2 H 2O (l)

(noe stába lanceada)

E ste núm ero indica que se producen dos m oléculas de agua por cada m olécula de o x í­ geno que reacciona. E l núm ero que se cotoca antes de un a fórm uta quím ica en una ecuación recibe el nom bre de coeficiente. E l coeficiente que precede a un a fórm ula es una instrucción de m ultiplicar todo lo que hay en la fórm ula p o r ese núm ero. C uando no aparece ningún núm ero, se sobreentiende que el coeficiente es 1. A l duplicar el H 2O, hem os representado dos átom os de oxígeno y cuatro átom os de hidrógeno. Pero la ecu a­ ción de este ejem plo aún no está balanceada.

Figura 10.4 Al encender una mezcla de hidrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso 2:1 se produce un estallido acompañado de una fuerte detonación.

W~> +

A

Vela

JH \ H

O/

H \H

O/

V Vapor de agua

Vela

Figura 10.5 El principal combustible que emplean los motores del transbordador espacial es el hidrógeno. Los tanques individuales de 8 metros de diámetro y 40 metros de largo transportan 1440 m3 de hidrógeno líquido y 530 m3 de oxígeno líquido para el transbordador. P ara balancear los átom os de hidrógeno, se debe colocar el coeficiente 2 antes de H2. 2 H 2(g) + O 2( g ) ------> 2 H 2O (l)

(balanceada)

H

0

H

0

J J

9 9

O O

O

A hora aparecen cuatro átom os de hidrógeno y tam bién dos átom os de oxígeno rep re­ sentados en am bos lados de la ecuación. L a ecuación está balanceada (Fig. 10.8). C o m ­ pru eba siem pre que la ecuación esté balanceada contando y com parando los átom os de cadae lem entoc om or eactivosy c om op roductos.

C onteo d e átom os Átomos de reactivos

Áto mos de productos

4H

4H

2O

2O

L a ecuación balanceada m uestra que no se crean ni se destruyen átom os. I Si hubiésem os intentado balancear la ecuación m odificando el subíndice del o x íg e­ no del agua, la ecuación parecería estarb alanceada H 2(g) + O 2( g ) ------> H 2O 2(l)

(¡unc am biod es ignificado!)

p ero no significaría “el hidrógeno reacciona con oxígeno p ara form ar agua”. L a fórm u­ la H 2O 2 representa el peróxido de hidrógeno, una sustancia por com pleto diferente. Por consiguiente, para balancear una ecuación quím ica no p odem os alterar los subíndices de las fórm ulas porque eso cam biaría las sustancias representadas y tam bién el significado de la ecuación. E n cambio, la ecuación se balancea, com o ya se explicó, modificando los coeficientesp arar epresentarl asp roporcionesc orrectasd es ustanciase nl ar eacción. U nae cuaciónq uím ican oe stác om pletae n t anton oe stéb alanceada. U na de las m ejores form as de aprender algo nuevo consiste en intentar hacerlo uno m ism o. R esuelve los ejem plos y ejercicios que siguen p ara tener la seguridad de que si­

Figura 10.6 H2 + O2 -----> H2O (no está balanceada)

I Conexión con el aprendizaje Cuando una ecuación está balanceada • el número de átomos como reactivos y como productos no cambia. • las masas de los reactivos y de los productos son iguales. • no se crean ni se destruyen átomos ni masas.

H

O O

0 9 9

H

JJ OO

0

gues los procesos m entales que perm iten balancear ecuaciones. Se harán sugerencias a lol argod elc am inop araf acilitartee lb alanceod ev ariost iposd ee cuaciones.

9 9

E J E M P L O 10.1

Balanceo d e ecuaciones sencillas

B alancea la ecuación quím ica siguiente de la reacción de nitrógeno gaseoso con hidrógenog aseosop arap roducira m oniacog aseoso,N H 3. N 2(g) + H 2( g ) ------> N H 3(g)

(noe stába lanceada)

SOLUCIÓN L a ecuación m uestra dos átom os de hidrógeno a la izquierda y tres a la derecha. E l m ínim o com ún m últiplo de 2 y 3 es 6. Por tanto, seis es el m enor núm ero de átom os de hidrógeno que podem os tener com o reactivos y com o productos. Se n ecesi­ tan tres m oléculas de hidrógeno y dos de N H 3.

Figura 10.7 H2 + O2 -----> 2 H2O (no está balanceada)

N 2(g) + 3 H 2( g ) ------> 2 N H 3(g) H

OO 00

0 9 9

H

OO 00

0 9

(balanceada)

A hora debem os com probar que la ecuación está balanceada contando los átom os de cad at ipo presentesc om or eactivosy c om op roductos.

9

C onteo d e átomos

Figura 10.8 2 H2 + O2 -----> 2 H2O La ecuación está balanceada. Se conserva la masa.

Figura 10.9 Para balancear la ecuación de la reacción del H2(g) con el N2(g), primero coloca las fórmulas correctas de los reactivos a la izquierda y la fórmula correcta del amoniaco, que es el producto, a la derecha. Si se duplica la cantidad de NH3(g) a la derecha y se triplica el H2(g) a la izquierda, la ecuación quedará balanceada con dos átomos de nitrógeno y seis átomos de hidrógeno en cada lado. La ecuación balanceada se escribe así: N2 + 3 H2 -----> 2 NH3.

Átomos de reac ti vos

Áto mos de pro duc tos

2N

2N

6H

6H

A l balancear el núm ero de átom os de hidrógeno, tam bién se h a balanceado el núm ero deá tom osd en itrógeno.L ae cuaciónc om pletae stáb alanceada( Fig.1 0.9).

H ü 0

H O O

H

N 3

Q

N O O

N

J J O J J OO o

H

N

O O 3 O

H

N

OO OO OO

J

H

N

00 00 00

Figura 10.10 La herrumbre se forma en virtud del proceso de oxidación que se lleva a cabo cuando el hierro reacciona lentamente con el oxígeno gaseoso del aire.

E J E R C IC IO 10.1 (a) B alancea la ecuación quím ica de la reacción del calcio m etálico con oxígeno gaseosop arap roducir óxidod ec alcio. C a + O 2( g ) ------> CaO

(noe stába lanceada)

(b) E l m onóxido de carbono gaseoso, C O (g), reacciona con el oxígeno gaseoso, O 2(g), para dar dióxido de carbono. E scribe un a ecuación balanceada de esta reac ción.

E J E M P L O 10.2

Escritura y balanceo de ecuaciones químicas

E scribe y balancea una ecuación de la reacción de enm ohecim iento del hierro; la ecua­ ción debe m ostrar que el hierro reacciona con oxígeno p ara producir óxido de hierro(III), la herrum bre (Fig. 10.10). SOLUCIÓN ■ P A S O 1 E scribe la ecuación quím ica no b alanceada con las fórm ulas correctas de losr eactivosy p roductos.L a sf órm ulasq uím icasn os ei ndicane ne le nunciado. F e + O 2 ------> F e2O 3

(noe stába lanceada)

■ P A S O 2 B alancea la ecuación con los coeficientes apropiados. Se recom ienda no com enzar por un elem ento que esté solo, com o el hierro en este caso, pues será fá ­ cil encargarse de él m ás tarde, después de balancear los dem ás elem entos. E n vez de ello, cuenta el núm ero de átom os de oxígeno que hay en cada lado. C on dos áto­ m os de oxígeno a la izquierda y tres a la derecha, el m últiplo m ás pequeño es seis. P or tanto, se puede balancear el oxígeno aplicando un coeficiente de 3 al O 2 y un coeficiente de 2 al F e2O 3. F e + 3 O 2 ------> 2 F e2O 3

(noe stába lanceada)

E l oxígeno ya está balanceado, pero no los átom os de hierro. L os cuatro átom os de h ie­ rro que aparecen a la derecha se balancean colocando un coeficiente de 4 antes del Fe del ai zquierda. 4 F e + 3 O 2 ------> 2 F e2O 3

(balanceada)

U n “conteo de átom os” m uestra que hay el m ism o núm ero de átom os de cada clase

C onteo d e átomos Reactivos

Pro duc tos

4 Fe

4 Fe

6O

6O

en am bos lados de la ecuación, con lo que ésta queda balanceada. E J E R C IC IO 10 .2 (a) C uando el alum inio m etálico se oscurece al paso del tiem po, ello se debe a que el alum inio reacciona con el oxígeno p ara form ar óxido de alum inio, A l2O 3, que es opaco.E scribey b alanceau n ae cuación dee star eacción. (b) L a reacción de term ita que se ilustra en la fotografía con la que se inicia el capítu­ lo libera una cantidad enorm e de energía. E scribe y b alancea la ecuación quím ica de esta reacción, en la que el alum inio m etálico reacciona con óxido de hierro(III) p ara f orm arh ierrom etálicoy ó xidod ea lum inio.

E J E M P L O 10.3

Ecuaciones d e combustión

E scribe y balancea la ecuación quím ica de la com bustión del m etano, C H 4, el principal com ponente del gas natural. D urante la com bustión, una sustancia quím ica se com bina con oxígeno. L a com bustión de una sustancia que contiene átom os de C y H siem pre produced ióxidod ec arbonoy a guac uandol ac om bustióne sc om pleta. SOLUCIÓN ■ P A S O 1 E scribe la ecuación quím ica no b alanceada em pleando las fórm ulas quím icasc orrectas. CH 4 + O 2 ------> C O 2 + H 2O

I Conexión con el aprendizaje Balancea el C, el H y el O en ese orden en las ecuaciones que describen la combustión de sustancias que contienen carbono.

(noe stába lanceada)

■ P A S O 2 B alancea la ecuación. D ebido a que el oxígeno aparece en dos productos diferentes, conviene dejarlo p ara el final. E n el caso de las reacciones en las que hay una com bustión, p o r lo general es m ejo r balancear el carbono, después el h i­ drógeno y finalm ente el oxígeno. I (El oxígeno aparece com o elem ento individual a la izquierda, por lo que anteponer cualquier coeficiente necesario al O 2 no afecta a los dem ás elem entos que y a han sido balanceados.) E n este ejem plo el carbono ya está balanceado, con un átomo en cada lado de la ecuación. Para balancear el hidróge­ no, del que ya hay cuatro átom os a la izquierda y dos a la derecha, se debe anteponer el coeficiente 2 al H 2O de la derecha. A hora tenem os cuatro átom os de hidrógeno en cadal ado. C H 4 + O 2 ------> C O 2 + 2 H 2O

(noe stába lanceada)

E l últim o elem ento p o r balancear es el oxígeno. H ay cuatro átom os de él en el lado derecho; po r tanto, un coeficiente de 2 antepuesto al O 2 b alanceará los átom os de oxígeno. C H 4 + 2 O 2 ------> C O 2 + 2 H 2O

(balanceada)

D espués de contar para com probar que hay el m ism o núm ero de átom os de cada clase en am bos lados de la ecuación (un “conteo de átom os”), se concluye que la ecuación ya estáb alanceada. E J E R C I C IO 10.3 (a) E scribe y balancea la ecuación quím ica de la com bustión del propano gaseoso, C3H8, que produce dióxido de carbono y agua.

(b) E scribe y balancea la ecuación quím ica de la com bustión del hexano, C 6H 14, un productod erivadod elp etróleom uyv olátil.

E J E M P L O 1 0 .4

Reacciones d e precipitación

E scribe y balancea una ecuación de la reacción del sulfato de alum inio con nitrato de bario para form ar nitrato de alum inio y un precipitado sólido blanco de sulfato de bario (Fig. 10.11). I Identificae lp recipitadoc one ls ím bolo( s). SOLUCIÓN ■ P A S O 1 E scribe la ecuación no balanceada em pleando las fórm ulas quím icas co ­ rrectas. A l2(SO 4)3 + B a(N O 3)2 ------> A l(N O 3)3 + B aSO 4(s)

(noe stába lanceada)

■ P A S O 2 B alancea la ecuación. E n este caso la ecuación incluye com puestos con iones poliatóm icos: los iones sulfato y nitrato. Se debe tratar estos iones com o u n i­ dades individuales y balancearlos com o un todo. A l ocurrir la reacción, los iones B a2+ de un com puesto reaccionan con los iones SO42~ del otro y form an el precipitadod eB aSO 4,d ejandoe ln itratod ea lum inioe ns olución. L a técnica de “responder al golpe” com o se aplica en el tenis, los bolos o el golf, ayuda a balancear la ecuación. E lige un com ponente clave que aparezca en un solo com puesto en cada lado de la ecuación, com o el A l en este caso, y balancéalo en am bos lados de la ecuación. I P ara balancear el Al, se debe colocar un coeficien­ te de 2 antes del A l(N O 3)3. A l2(SO 4)3 + B a(N O 3)2 ------> 2 A l(N O 3)3 + B aSO 4(s)

(noe stába lanceada)

Pero el coeficiente de 2 del A l(N O 3)3 tam bién duplica el núm ero de iones nitrato (produce 2 X 3 = 6 iones nitrato), así que “responde al golpe” con el nitrato b alan ­ ceándolo a continuación. P ara tener seis iones nitrato en el lado izquierdo se debe colocar un 3 antes del B a(N O 3)2. A l2(SO4)3 + 3 B a(N O 3)2 ------> 2 A l(N O 3)3 + B aSO 4(s)

(noe stába lanceada)

C on el 3 antes del B a(N O 3)2, ahora hay tres iones bario en el lado izquierdo de la ecuación. P or consiguiente, se debe “responder” balanceando el bario, p ara lo cual se antepone un 3 al B aSO 4 en el lado derecho de la ecuación. A l2(SO 4)3 + 3B a(N O 3)2 ------> 2 A l(N O 3)3 + 3B aSO 4(s)

(balanceada)

C on el bario ya balanceado, se debe “responder” revisando el sulfato que está com bina­ do con el bario. A l revisar el sulfato, se observa que ya está balanceado. C on esto se com pleta el círculo y se regresa al sulfato de alum inio del cual se partió. L a ecuación estáb alanceada.C om pruébaloe fectuandou n “ conteod eá tom os” . E J E R C IC IO 10 .4 (a) E scribe una ecuación b alanceada de la reacción del hidróxido de sodio con clo ru ­ ro de hierro(III) para form ar cloruro de sodio y un precipitado de hidróxido de hierro(III). (b) E scribe una ecuación b alanceada de la reacción del sulfato de alum inio con cloruro d eb ariop araf orm arc loruro dea lum inioy u np recipitadod es ulfatod eb ario.

A hora que ya has escrito y balanceado las ecuaciones quím icas de los ejem plos, conviene resum ir qué es lo que realm ente está “balanceado” y qué no lo está.

I Conexión con el mundo real El sulfato de bario que aquí se describe es la sustancia que se emplea en el cóctel que se administra a un paciente durante un examen médico del aparato digestivo superior o inferior para que el tracto intestinal sea visible en la radiografía.

I Conexión con el aprendizaje Aplica la técnica de “RESPONDER AL GOLPE” para balancear cualquier ecuación en la que se forme un precipitado. Figura 10.11 El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, reacciona con el nitrato de bario, Ba(NO3)2, y forma un precipitado blanco de sulfato de bario, BaSO4.

1. Á to m o s. E l núm ero de átom os de cada elem ento es el m ism o en los reactivos y en los productos. E sto concuerda con la ley de conservación de la m ateria. 2. M a sa . Puesto que la m asa de los átom os no cam bia, y tam poco cam bia el núm ero de átom os presentes antes y después de la reacción, se tiene la seguridad de que tampo co c am bial am asa durantel ar eacción. I Conexión con el aprendizaje Cuantas más ecuaciones balancees, más pronto te harás experto en hacerlo. Quizá parezca fácil cuando otra persona lo hace, pero sólo después de haber practicado la REFLEXIÓN DETENIDA sobre el procedimiento tendrás la seguridad de poder hacerlo con rapidez y confianza. Resuelve los ejercicios y después los problemas que se incluyen al final del capítulo.

Véanse los problemas 10.1-10.12.

3. M olécu la s. E l núm ero total de m oléculas (o unidades form ulares) representadas com o reactivos y com o productos no es necesariam ente el m ism o. C om para los reactivos y los productos de las ecuaciones balanceadas de los ejem plos anteriores. 4. M o les. Puesto que el m ol es una cantidad específica, el núm ero de A vogadro de partículas unitarias, el núm ero total de m oles de reactivos y de productos no es n e ­ cesariam ente el mismo. Para com probarlo, exam ina una vez m ás la ecuación balan­ ceada del ejem plo 10.4: hay 4 unidades form ulares de reactivos y 5 unidades form ulares de productos. H ay 4 m oles de reactivos por cada 5 m oles de productos. Haz una com paración análoga en los ejem plos 10.1, 10.2 y 10.3. (Los m oles de reactivos son iguales a los m oles de productos únicam ente en el ejem plo 10.3.) E n resum en, durante las reacciones quím icas los átom os de los com puestos se reo r­ ganizan para form ar otros com puestos, p ero no se crea n i se destruye ningún átom o durante este proceso. L os átom os y la m asa se conservan; no así las m oléculas n i los m oles. I

Clasificación de las reacciones U na vez fam iliarizados con el balanceo de ecuaciones quím icas, conviene exam inar con m ás detenim iento varios tipos diferentes de reacciones y su clasificación. L os quím icos clasifican las reacciones con arreglo a diversos criterios, pero la m ayor parte de ellas se pueden ubicar en una o m ás de las cinco categorías siguientes. 1. R eacciones de com bustión. D urante la com bustión, los com puestos que contienen carbono, hidrógeno y a veces oxígeno arden en el aire (consum iendo oxígeno) y form an dióxido de carbono y agua. E l ejem plo 10.3, referente a la com bustión del m etano, C H 4, es un a reacción de com bustión representativa. E n la sección 10.5 se describirác onm ásd etenim ientoe stet ipod er eacción. 2. R eacciones de com binación (síntesis). C uando un elem ento reacciona o se com bi­ n a con otro elem ento p ara form ar un com puesto, se dice que se h a sintetizado una sustancia nueva. L as reacciones de este tipo se clasifican com o de com binación o de síntesis,y s er epresentand e f orm ag eneralc om os igue. A + B ------> AB L a síntesis de am oniaco (Ejem plo 10.1) ilustra este tipo de reacción. E n la sección 10 .6s ed escribenm ásr eaccionesd es íntesis. 3. R eacciones de descom posición. U n a reacción de descom posición es aquélla en la que un solo com puesto, sim bolizado com o AB, se descom pone en dos o m ás sustanciass encillas.E stet ipod er eaccións er epresentac om os igue. AB ------> A + B E nl as ección1 0.7s ep resentane jem p lo sd er eaccionesd ed escom posición. 4. R eacciones de sustitución sim p le. E n las reacciones de sustitución sim ple un ele­ m ento, sim bolizado com o A, reacciona con un com puesto, BC, y tom a el lugar de uno de los com ponentes del com puesto. E ste tipo de reacción se representa mediantel ase cuacionesg eneraless iguientes.

A + BC ------> AC + B

(cuando A es un m etal)

A + BC ------> B A + C

(cuando A es un no m etal)

L as reacciones de sustitución sim ple de m etales se estudian en la sección 10.8. Las reacciones de sustitución sim ple de no m etales se estudian en la sección 10.9. M uchas de las reacciones que se ajustan a alguna de estas prim eras cuatro cate­ gorías im plican un proceso de oxidación-reducción que se describirá m ás adelante ene stec apítulo. 5.

R eacciones de doble sustitución. E n las reacciones de doble sustitución se puede pensar que dos com puestos, AB y CD, “intercam bian com pañero” p ara form ar dos com puestosd iferentes, A D y C B. AB + C D ------> A D + CB E l ion positivo, A, del prim er segundo com puesto, en tanto com bina con el ion negativo, sustitución se describen en las

E J E M P L O 10.5

com puesto se com bina con el ion negativo, D, del que el ion positivo, C, del segundo com puesto se B, del prim er com puesto. Las reacciones de doble secciones 10 .10 y 10 .1 2 .

Clasificación de reac cio nes

C lasificae stasr eaccionese n t érm inosd el asc incoc ategoríasd escritas. (a) D el ejem plo 10.2, 4 F e + 3 O 2 ------> 2 F e2O 3. (b) D el ejem plo 10.4, A l2(SO 4)3 + 3B a(N O 3)2 ------> 2 A l(N O 3)3 + 3B aSO 4. SO LUCIÓN (a) É sta es una reacción de com binación (os íntesis): A + B ------> AB. (b) É sta es una reacción de dobles ustitución.L osi o n es“ intercam bianc om pañero” . E J E R C I C IO 10.5 (a) C lasifica las reacciones descritas en los ejem plos 10.1 y 10.3. (b) C lasifica las reacciones descritas en los ejem plos 10.4a y 10.4b.

L a m ayor parte de las reacciones se ajustan a una de las cinco categorías aq u í d es­ critas, pero no es ésta la única form a de clasificar las reacciones. C om o se verá en las secciones que siguen, es fácil com parar las sim ilitudes entre las reacciones cuando éstas sea grupane nv ariasc ategoríasm ásr educidas.

Combustión C uando una sustancia que contiene carbono e hidrógeno (un hidrocarburo) sufre una c o m b u stió n com pleta, se consum e oxígeno y al m ism o tiem po se produce dióxido de carbono y agua. L ee el recuadro sobre “Combustión, dióxido de carbono y el efecto de in­ vernadero” ene stas ección.L ae cuación generaln ob alanceadae se n e stec aso H idrocarburo + O 2 ------> C O 2 + H 2O

(noe stába lanceada)

E l ejem plo 10.3 m ostró cóm o balancear la ecuación de la com bustión del m etano, CH 4, unh idrocarburos encillo.L a f orm am ás rápidad eh acere stoc onsistee n 1 . balancearp rim erol osá tom osd e carbono. 2 . balanceare ns egundol ugarl osá tom osd eh idrógeno. 3 . balancearl osá tom osd eo xígeno alf inal.

Véanse los problemas 10.13-10.18.

LA QUÍMICA EN NUESTRO MUNDO ¿A q u ié n le c o r r e s p o n d e d is m in u ir lo s g a s e s d e e f e c to in v e rn a d e r o ? Es común escuchar noticias sobre el efecto invernadero y el ca­ lentamiento global. El efecto invernadero es un proceso natural gracias al cual nuestro planeta es habitable. El vapor de agua, el dióxido de carbono y los gases de la troposfera absorben parte de la radiación térmica que emite el suelo y vuelven a reflejarla. De esta manera, atrapan la energía solar como si fuera un sistema de vidrios planos, permiten que la luz solar sea devuelta al espacio y que la radiación térmica (infrarroja), sea retenida. Esto provoca un aumento de la temperatura del suelo y la capa inferior de la atmósfera, sin ella, la temperatura media sería de —18°C. El calentamiento global tiene su origen en diversos factores, entre ellos están el crecimiento de la población humana, porque esto ha incrementado el consumo de recursos, y el desarrollo in­ dustrial que se ha experimentado en los últimos siglos. Los principales gases de efecto invernadero son: dióxido de carbono (CO2) en 55%, metano (CH4) en 20%, óxido nitroso (N2O) en 5%, hidrofluorocarbonos (HFC) en 15%, y en porcentaje menor, los perfluorocarbonos (PFC) y el hexafluoruro de azufre (SF6). En su mayoría éstos provienen de industrias generadoras de combustibles y de materiales para la manufactura y la construc­ ción; procesos industriales para elaborar productos químicos, metálicos y halocarbonos; labores agrícolas (fermentación, cultivo de arroz, quema de campos); incineración de basura, manejo de aguas residuales, entre otras actividades humanas.

Algunos investigadores han alertado que los glaciares están teniendo un rápido deshielo debido al incremento en la temperatura por el calentamiento global.

De esta manera, la superficie terrestre ha sido modifi­ cada por las actividades humanas con consecuencias para el clima. Por ejemplo, la fijación industrial del nitrógeno N2 es mayor que la natural, por lo que esta actividad incrementa la concentración de gases de efecto invernadero, sin embargo, su producción es fundamental porque constituye la materia prima de los fertilizantes para el cultivo de numerosos productos agrícolas. La atmósfera modificada debido a los gases emitidos por actividades humanas retiene más calor. Desde el inicio de la Revolución Industrial hasta la fecha, la concentración de dióxido de carbono (CO2) ha aumentado hasta en 30%. Éste se origina por la combustión del petróleo, el carbono y los gases comburentes. Hidrocarburo + O2 (g) ^

CO2 (g) + H2O (g)

De acuerdo con algunos científicos, si las emisiones de CO2 siguen aumentando, ocasionarán un incremento máximo de 2.5°C de la temperatura media terrestre en 2050, que provo­ caría al deshielo de los glaciares, la elevación en el nivel de los mares e inundaciones, así como fuertes tormentas. Estas predicciones llevaron a establecer el Protocolo de Kioto en 1997. En esta reunión se congregaron líderes de varias naciones industrializadas: Estados Unidos, Rusia, Ale­ mania, Reino Unido, Italia, Francia, Canadá y Japón. El principal compromiso derivado fue la reducción de emisiones de gases de efecto invernadero, así, se acordó que entre 2008 y 2012, las emisiones de CO2 deberían reducirse 5% por debajo del valor de 1990. El acuerdo entraría en vigor cuando lo ratificaran las 55 naciones que en 1990 en conjunto eran responsables de la emisión de 55% del CO2 generado. Estados Unidos firmó el Protocolo de Kioto durante la presidencia de Bill Clinton, pero el presidente George W. Bush lo revocó en 2001. A fines de 2003, 120 países habían ratificado el protocolo, pero la suma de sus emisiones equivalía sólo a 44.2%. En 2004, Rusia ratificó el Protocolo. Este hecho fue de suma im­ portancia, ya que por sí sola ésta producía 18% de los gases de efecto invernadero. Para cumplir con su compromiso, Rusia cerró gran número de establecimientos industriales. En las reuniones se han dado avances en materia ambien­ tal y también algunos retrocesos. Pero nunca hay que olvidar que aunque existan más de 198 naciones, todas comparten un solo planeta y tienen la responsabilidad de cuidarlo. Consulta todos los acuerdos del protocolo de Kioto en: h ttp://unfccc.int/resource/docs/publications/08_unfccc _kp_ref_manual.pdf.

Si es necesario em plear coeficientes fraccionarios, en especial m últiplos de -,s e p u e­ de hacer. D espués, para elim inar esos coeficientes fraccionarios, se debe m ultiplicar la ecuaciónc om pletap ore lm ínim oc om únd enom inadord el a sf racciones. A l principio del capítulo se m encionó la reacción de com bustión de la gasolina. B alanceem osl ae cuacióne m pleandoe lo ctano,q uee stáp resentee n e stec om bustible.

E J E M P L O 10.6

Combustión

E scribe y balancea la reacción de com bustión del octano, C 8H 18, presente en la gasolina. SO LUCIÓN ■ P A S O 1 E scribe lae cuaciónn ob alanceadae m pleandol a sf órm ulasc orrectas. C 8H 18 + O 2 ------> C O 2 + H 2O

(noe stába lanceada)

■ P A S O 2 B alancea C, H y O siguiendo los tres pasos descritos en esta sección. C 8H 18 + 1 2 - O 2 ------> 8 C O 2 + 9 H 2O

(balanceada)

L a ecuación está balanceada, pero se debe elim inar el coeficiente fraccionario del oxígenom ultiplicandot odosl osc oeficientesp or2 ,p arao btener 2 C 8H 18 + 25 O 2 ------> 16 C O 2 + 18 H 2O

(balanceadac onn úm erose nteros)

E J E R C I C IO 10.6 (a) E scribe y batancea la ecuación quím ica de la com bustión del etanol, C 2H 5OH. (Fig. 10.12) (b) E scribe y balancea la ecuación quím ica de la com bustión del éter etílico, C4H 10O, unl íquidom uyi nflam able.

Tu destreza para escribir y balancear ecuaciones quím icas aum entará con la práctica. O bservar cóm o tu profesor balancea ecuaciones y leer estas páginas no te proporcionará la experiencia suficiente para aprender el procedim iento. E studia los ejem plos y resuelve los ejercicios; después, aum enta tu destreza y tu rapidez resolviendo los problem as que se incluyena lf inald el capítulo.

Figura 10.12 La combustión del etanol (también llamado alcohol etílico o alcohol de grano) que aquí se muestra, y el metabolismo del etanol en el cuerpo humano, constituyen la misma reacción global y liberan una cantidad equivalente de energía.

Reaccio nes de sínte sis (com binación) A la producción de un solo com puesto a partir de la reacción entre dos o m ás sustancias se le llam a re a c c ió n d e co m b in a c ió n o re a c c ió n d e sín tesis. L a form a general de las reaccionesd ee stet ipoe sl as iguiente.

Véanse los problemas 10.19-10.24.

A + B ------> AB L a síntesis de am oniaco gaseoso, N H 3(g), a partir de N 2(g) y H 2(g) es un proceso industrial im portante. E l am oniaco se utiliza directam ente com o fertilizante I o para elaborar otras sustancias quím icas que se utilizan en fertilizantes, en explosivos y en la industriap araf abricaro trosp roductosq uím icos. N 2(g) + 3 H 2(g) ------> 2 N H 3(g) O tra reacción de síntesis es la del H 2(g) con el O 2(g) p ara form ar agua. L a ecuación de esta reacción se balanceó en la sección 10.3. chispa

2 H 2(g) + O 2(g) — ^ 2 H 2O (1 ) E l hidrógeno arde en oxígeno con flam a estable, pero una m ezcla de los dos gases, en­ cendida por una chispa, reacciona rápidam ente y produce un a explosión. E l hidrógeno se puede utilizar com o com bustible, pero es preferible pensar en él com o un portador y no com o una fuente de energía. L a razón de ello es que es necesario sum inistrar energía de otra fuente para descom poner el agua del m ar y liberar hidrógeno.

I Conexión con el mundo real Anualmente se producen alrededor de 18 millones de toneladas métricas de amoniaco en Estados Unidos. Gran parte del NH3 se utiliza como fertilizante de cultivos que necesitan grandes cantidades de nitrógeno. Véanse la sección 8.10 y la Fig. 8.16.

O trasr eaccionesd es íntesiss onl ass iguientes. N 2(g) - O 2(g)

^

2 N O (g)

Monóxido de nitrógeno

2 N O (g)

O 2(g)

^

2 N O 2(g) Dióxido de nitrógeno

Véanse los problemas 10.25 y 10.26.

E l N O producido por los m otores de autom óvil aum enta la contam inación. E l N O incoloro reacciona de inm ediato con el O 2 del aire p ara form ar N O 2 gaseoso de color pardo.

S e incluyen m ás reacciones de síntesis en los problem as qu e aparecen al final de este capítulo.

Reacciones de descomposición C uando un solo com puesto se descom pone en dos o m ás sustancias m ás sim ples, se tra­ ta de una reacción de d esco m p o sició n ,c om os ei ndicam ediantel ae cuacióng eneral AB

A + B

L a reacción de síntesis de H 2(g) con O 2(g) p ara form ar ag u a libera energía. L a reaccióni nversa,u n ad escom posición,d ebea b sorbere nergía( Fig.1 0.13). E s necesario sum inistrar de form a continua, desde un a batería u o tra fuente de corriente eléctrica directa (cd), la energía necesaria p ara que la reacción se lleve a cabo. E ste procedim iento recibe el nom bre de electró lisis (en griego, separar m ediante elec­ tr ic id a d ) ^ uandos ed esconectal a f uented ee nergía,l ar eaccións ed etiene. Figura 10.13 Electrólisis del agua. 2 H2O — ^ 2 H2 + O2 Durante la electrólisis el agua se descompone (a) en presencia de una corriente directa con desprendimiento de dos volúmenes de hidrógeno gaseoso y un volumen de oxígeno gaseoso. La razón molar de hidrógeno a oxígeno es también de 2:1. (b) Puedes hacer este experimento en casa. Simplemente coloca una batería de 9 volts en un vaso de agua y observa las burbujas de H2 y O2.

2 H O ( l) — + 2 H 2(g ) + O 2(g)

Figura 10.14 El óxido mercúrico pulverizado, de color naranja, se descompone al calentarlo en mercurio líquido y oxígeno gaseoso.

Descomposición de óxido metálicos E l quím ico francés A ntoine L avoisier (véase la sección 2.6) consiguió descom poner polvo de óxido m ercúrico, de color rojo anaranjado, en m ercurio líquido y un gas, al cual dio el nom bre de oxígeno. P ara sum inistrar el calor necesario p ara la descom posi­ ción, L avoisier enfocó luz solar a través de una lente. L levó a cabo esta investigación en un sistem a cerrado y encontró que la m asa no cam biaba durante la reacción. Sus inves­ tigaciones contribuyeron a establecer la quím ica com o ciencia experim ental. I L a rea c­ ción (Fig. 10.14) es la siguiente. 2 H g O ( s ) ------> 2 H g(l) + Ü 2(g)

I Conexión con el aprendizaje Ve la sección 2.6 (Ley de conservación de la masa) y el recuadro de Rostros de la Química “La química se convierte en ciencia cuantitativa” en esa misma sección.

C iertos óxidos de m etales pesados, com o el H gO y el PbO 2, se descom ponen fácil­ m ente po r efecto del calor, en tanto que otros óxidos m etálicos, com o el A l2O 3, son m uy difícilesd ed escom poner.

Des compo sición de clo ratos y nitratos C uando se calientan com puestos que contienen cloratos, se descom ponen en el cloruro m etálico y oxígeno gaseoso. L os cloratos se em plean extensam ente en fuegos artificia­ les y luces de bengala para las carreteras (Fig. 10.15). Se puede utilizar un catalizador, com o el M nO 2, para acelerar la reacción. E l catalizador I no cam bia quím icam ente; se escribes obrel a f lecha,n oc om or eactivon ic om op roducto. MnO2

2 K C lO 3( 3 s ) ------> 2 K C l(s) + 3 O 2(g)

I Conexión con el aprendizaje Un catalizador (Sec. 10.1) es una sustancia que se agrega para acelerar una reacción, pero que no se consume durante ésta.

C uando los com puestos que contienen nitratos se calientan, no liberan con facilidad todos los átom os de oxígeno presentes, sino que se descom ponen para dar un com puesto que es un nitrito, y adem ás oxígeno gaseoso, com o se m uestra en el ejem plo siguiente.

E J E M P L O 10.7

Reacciones d e descomposición

E scribe una ecuación quím ica balanceada p ara la descom posición del nitrato de sodio al calentarlo. SOLUCIÓN I Conexión con el aprendizaje Una ecuación no representará una reacción como es debido si las fórmulas no están escritas correctamente. Éste es, de hecho, un error muy común entre los estudiantes.

■ P A S O 1 E scribe la ecuación b alanceada em pleando las fórm ulas correctas I de to das l as s us tan cias. N aN O 3 ------> N aN O 2 + O 2(g)

(noe stáb alanceada)

■ P A S O 2 B alancea la ecuación con los coeficientes apropiados. Puesto que el N a y el N parecen estar balanceados, com ienza contando y com parando los átom os de oxígeno de cada lado de la ecuación. E n vista de que el N aN O 3 contiene tres áto ­ m os de oxígeno y el N aN O 2 contiene dos, duplica el N aN O 3, que tiene un núm ero im par de átom os de oxígeno. D uplica el N aN O 2 p ara que todos los átom os estén balanceados. 2N aN O 3 ------> 2N aN O 2 + O 2(g)

(balanceada)

E l conteo de los átom os de oxígeno de la izquierda (seis) y de la derecha (seis) m uestra que los átom os de oxígeno están balanceados. N o es necesario ajustar el coeficiente que antecedea lO 2. Véanse los problemas 10.27 y 10.28.

E J E R C IC IO 10 .7 (a) E scribe una ecuación quím ica b alanceada de la descom posición del nitrato de potasiop orc alentam iento. (b) Escribe una ecuación quím ica balanceada de la descom posición del clorato de sodio.

Descomposición del peróxido de hidrógeno E n otra reacción de descom posición que presenta un interés especial particip a el p eró ­ xido de hidrógeno, el cual se descom pone en oxígeno gaseoso y agua en p resencia de un catalizador (Fig. 10.16). Tanto el ion yoduro com o el M nO 2 catalizane star eacción. _

M n O o ion I_

_

_

2 H 2O 2 ----- 2-------> 2 H 2O + O 2(g) Figura 10.16 El peróxido de hidrógeno se descompone en oxígeno gaseoso y agua en presencia de diversos catalizadores.

E s probable que tengas una botella de peróxido de hidrógeno al 3% en el botiquín de tu casa. L a solución de peróxido de hidrógeno al 6% sirve p ara decolorar el cabello, en tan­ to que la solución al 90% se h a em pleado com o fuente de oxígeno en ciertos cohetes.

Reaccio nes de los metales L os m etales m uy reactivos del G rupo IA de la tabla periódica reaccionan rápidam ente con el oxígeno del aire p ara form ar óxidos m etálicos, cuya fórm ula general es M 2O. E s­ tos m etales se guardan sum ergidos en aceite m ineral o queroseno p ara im pedir que reaccionen con la atm ósfera o con el agua. L os dem ás m etales reaccionan con el o x íg e­ no con m ás lentitud. H e aquí algunos ejem plos. M etal + O x íg e n o ------> Ó xidom etálico Ejem plos: 4 N a + O 2( g ) ------> 2 N a2O (s)

Rápida.

arde

2 M g + O 2(g) ------> 2 M gO (s)

E l M g arde con flam a.

4 F e + 3 O 2( g ) ------> 2 F e2O 3(s)

Algunos metales del Grupo IA también forman peróxidos de fórmula general M2O2, o superóxidos de fórmula general MO2, pero no se presentarán aquí estos casos especiales.

Lenta, a m enos que se caliente.

Herrumbre

Reacciones de los óxidos metálicos con agua L as reacciones del conjunto precedente producen óxidos m etálicos. C uando se disu el­ ven en agua, los óxidos m etálicos solubles en este disolvente producen hidróxidos m etálicos, que son básicos. L as soluciones b ásica s contienen iones O H - capaces de neutralizar los iones H+ de los ácidos. L a presencia de bases se detecta m ediante in d i­ cadores ácido-base. I P ara establecer las reacciones siguientes partirem os de los óxidos m etálicosp roducidosp orl asr eacciones delc onjuntop recedented ee jem plos. Ó xidom etálico + A g u a ------> H idróxidom etálico N a2O + H 2O ------>

2 N aO H

M gO + H 2O ------>

M g(O H )2

Reacciones de los metales con diversos agentes oxidantes U n a m alla fina de alam bre de cobre se oxida y se pone incandescente cuando se calien­ ta en una flam a, pero tam bién se p one incandescente si se calienta y se introduce en una botellac onc lorog aseoso.L ar eacciónp roduceu ns ólidov erde.L ae cuacióne s C u(s) + C l2(g) ------> C uC l2(s) A l principio de esta sección se describieron las reacciones de los m etales con el o x íg e­ no, las cuales se clasificaron com o reacciones de com binación; pero tam bién podrían clasificarse com o reacciones de o x id a ció n -red u c ció n . D urante la reacción del m etal con oxígeno, y tam bién con cloro, el átom o m etático neutro pierde electrones al ser “oxidado” po r un no m etal y convertirse en un ion m etálico con carga positiva. E n la ecuacióng enerald el ao xidación M ------> M n+ + n e~ (D urantel ao xidacións ep ierdene lectrones.) M representa el m etal, y n, la carga del ion y tam bién el núm ero de electrones que se pierden.

I Conexión con el aprendizaje Las propiedades de los ácidos y las bases se estudian con más detenimiento en el capítulo 16.

E l m etal siem pre sufre una p érd id a d ee lectrones durantel a ox id ació n .

L a oxidación se produce acom pañada de un a red u c ció n , esto es, de un a ganancia de electrones, po r parte de otra sustancia quím ica a la que se designa com o el a g e n te o xi­ d a n te . Siem pre que una sustancia se oxida, otra se reduce. E n los prim eros ejem plos, el oxígeno actúa com o el agente oxidante, lo que perm ite com prender por qué el proceso se llam a oxidación; pero el cloro tam bién provoca que el cobre pierda electrones (se oxide). Por tanto, tam bién el cloro es un agente oxidante. El flúor, el cloro, el brom o (Fig. 10.17), el yodo, así com o cualquier sustancia que induzca al m etal a perder electrones, pueden ser agentes oxidantes. L a sustancia que pierde elec­ trones es el ag e n te re d u c to r, el cual se oxida. A lgunos buenos ejem plos de oxidación es­ pontánea — donde la reacción ocurre sin adición de calor— son los siguientes. 2 Sb(s) + 3 C l2(g) ------> 2 SbC l3(s) 2 A l(s) + 3 B r2(l) ------> 2 A lB r3(s) 2 A l(s) + 3 I2(s) ------> 2 A lI3(s) Figura 10.17 El aluminio metálico reacciona espontáneamente con el bromo para formar bromuro de aluminio. El aluminio se oxida. El bromo es el agente oxidante.

L os no m etales (cloro, brom o y yodo) cam bian de elem entos neutros a iones negativos, lo cual significa que ganan electrones y, p o r tanto, se reducen. Por ejem plo, 3 C l2 + 6 e~ ------> 6

C r

E l no m etal (representado por X) se reduce al ganar electrones. L a siguiente es una ecuacióng enerald el ar educción. X + n e~ ------> X n~

I Conexión con el aprendizaje Cuando los metales reaccionan con los no metales, el metal es el agente reductor y el no metal es el agente oxidante.

(D urantel ar educcións eg anane lectrones.)

Se podría describir al no m etal com o un arrebatador de electrones. Cuando el no m etal se reduce, actúa com o un agente oxidante respecto al m etal. P ara resum ir lo que ocurre, en lae cuacións iguientes ei dentificanl osa genteso xidantey r eductor. I Agenter eductor

Agenteo xidante

2 A l(s) + 3 I2(s) pierdee lectrones ganae lectrones y se oxida. y se reduce.

E J E M P L O 10 .8

------> 2 A lI3

Oxidación y reducción

E n la reacción 2 A l(s)

+

3 B r2(1)

------> 2 A l B r3(s)

representadae nl aF ig.1 0.17,i dentifical os iguiente. (a) ¿Q uée lem entos eo xida? (b) ¿Q uée lem entos er educe? (c)

¿Q ués ustanciae se la genteo xidante?

(d)

¿Q ués ustanciae se la genter eductor?

SO LUCIÓN (a) E l alum inio pierdee lectronesp araf orm ari ones A l3+; por tanto, se oxida. (b) E l brom o ganae lectronesp araf orm ari onesB r “ ; por tanto, se reduce. (c)

E l b rom o, que es el no m etal, actú a com o agente oxidante al ganar electrones.

(d)

E l alum inio, que es el m etal, actúa com o agente reductor al perder electrones.

E n l ar eacciónd ela n tim oniom etálicoc onc loro( descritae n e stas ección) (a) identifica el elem ento que se oxida y el elem ento que se reduce.

Véanse los problemas 10.29-10.32.

(b) identificae la genteo xidantey e la genter eductor.

Reacciones de sustitución simple de los metales C uando se sum erge un trozo de alam bre de cobre en un a solución de nitrato de plata, se lleva a cabo una reacción quím ica. Se form an cristales brillantes de plata, con form a de agujas, sobre el alam bre de cobre, com o se m uestra en la Fig. 10.18. L a reacción es Cu(s) + 2 A gN O 3(ac) ------> C u(N O 3)2(ac) + 2 A g(s)

(balanceada)

E n esta reacción el cobre se oxida a iones C u2+ y sustituye a los iones Ag+ del A gN O 3. L os iones A g+ se reducen a plata sólida. L as reacciones com o ésta se ajustan a la ecuaciónd es ustitucións im ple,c uy af orm ae sl as iguiente. A + BC ------> AC + B Sabem os que los m etales alcalinos son m uy reactivos, pero un vistazo a la tabla p e­ riódica no pone de m anifiesto cuáles m etales sustituyen a otros. E n cam bio, ciertas inves­ tigaciones experim entales que se llevan a cabo con relativa facilidad en el laboratorio perm iten elaborar una lista de m etales en orden de reactividad. E sta lista se conoce co ­ m o una se rie d e a c tiv id a d . L a tabla 10.1 m uestra la serie de actividad de algunos de los m etales m ás com unes en orden de reactividad decreciente, con el m etal m ás reactivo a la cabeza de la lista. L os m etales m ás reactivos, que son los alcalinos (G rupo IA), desplazan con facili­ dad el hidrógeno del agua fría para producir el hidróxido m etálico e hidrógeno gaseoso. E stas reacciones son m uy rápidas, pese a que el agua tiene fuertes enlaces covalentes que es necesario rom per. D os m etales alcalinotérreos (G rupo IIA ), el calcio y el bario, reaccionan con el ag u a con rapidez m oderada, pero el ag u a debe hallarse en form a de vaporp araq uer eaccionec one lm agnesio. A c ontinuacións em uestrand ose jem plos. M etala ctivo + A gua ------> H idróxidom etálico + H idrógenog aseoso 2 Na

+ 2 H 2O ------->

2 N aO H

+ H 2(g)

Ca

+ 2 H 2O ------->

C a(O H )2

+ ^ (g )

C om para estas reacciones con otras ya descritas en las que los óxidos m etálicos en con­ tacto cona guap roducenú nicam entee lh idróxidom etálico,s inh idrógenog aseoso.

E J E M P L O 10.9

M etales reactivos con agua

E scribe una ecuación de la reacción del potasio con agua. SO LUCIÓN ■ P A S O 1 Escribe la ecuación no balanceada con las fórm ulas correctas de todas las sustancias. K + H 2O ------> KOH + H 2(g)

(noe stába lanceada)

■ P A S O 2 B alancea la ecuación em pleando el conjunto m ás pequeño de coeficien­ tes enteros. C om ienza contando y com parando el núm ero de átom os de cada tipo de reactivos y productos. C on un núm ero im par de átom os de H en el lado derecho y un núm ero par en el izquierdo, duplica el K O H de la derecha p ara tener un núm e-

Figura 10.18 Un alambre de cobre inmerso en una solución de nitrato de plata reacciona y forma cristales brillantes, como agujas, de plata metálica, además de iones cobre(II).

Figura 10.19 El potasio y otros metales alcalinos reaccionan vigorosamente con el agua produciendo hidrógeno gaseoso y el hidróxido del metal. En este caso la reacción liberó la energía suficiente para encender al hidrógeno.

T a b la 10 .1

S e r ie d e a c tiv i d a d d e m e ta l e s Forma reducida (átom o metálico)

Forma oxidada (ion metálico) oxidación ---------> Ion metálico + n e" reducción Ion metálico + n e"

Átomo metálico Átomo metálico Li

^

Li+

+ e

K

K+ Ca2+

+ e"

Ca

^ ^

+ 2e

Na

^

Na+

+ e"

Mg Al

------ ^ ^

Mg2+ Al3+

+ 2 e" ' + 3 e"

Zn

------ ^

Zn2+

+ 2e

Cr

^

Cr3+

+ 3 e"

Fe

^

Fe2+

+ 2e

Cd

^

Cd2+

+ 2 e"

Ni

^

Ni2+

+ 2 e"

Sn

------ ^

Sn2+

+ 2 e"

Pb

^

Pb2+

+ 2 e"

h2

------ ^

2 H+

+ 2 e"

Cu

^

Cu2+

+ 2 e"

Hg Ag

------ ^

Hg2+

^

Ag+ Au3+

+ 2 e" + e"

Au

+ 3 e"

Reaccionan con agua fría, vapor de agua o ácidos liberando hidrógeno gaseoso

é

Reaccionan con vapor de agua o ácidos liberando hidrógeno gaseoso Reaccionan con los ácidos liberando hidrógeno gaseoso

No reaccionan con los ácidos con desprendimiento de hidrógeno gaseoso

ro par de H. A hora, con cuatro H en el lado derecho, duplica el H 2O de la izquierda p ara balancear los H. B alancea el K al últim o, pues está solo en el lado derecho. C uentat odosl osá tom osp arac om probare lr esultado. 2 K + 2 H 2O ------> 2 K O H + H 2(g) Véanse los problemas 10.33 y 10.34.

(balanceada)

E J E R C IC IO 10.9 (a) E scribe una ecuación de la reacción del litio con agua. (b) E scribe una ecuación de la reacción del m agnesio con vapor de agua.

L os m etales m ás reactivos desplazan con facilidad H 2(g) del a g u a fría o de los áci­ dos. E l siguiente grupo de m etales de la serie de actividad desplaza H 2(g) del vapor de agua o de los ácidos (Fig. 10.20). V ienen después en la serie m etales com o el níquel, que desplaza el hidrógeno de los ácidos pero no del vapor de agua n i del agua fría. La plata y otros m etales situados debajo del hidrógeno en la lista no lo desplazan, n i siquie­ ra de los ácidos. L a razón de estas diferencias de reactividad tiene que ver con la tendencia a ceder electrones para form ar iones. L os m etales que están m ás arriba en la serie de actividad ceden electrones (se oxidan) con m ás facilidad que los m etales situados m ás abajo en la serie. A prende a utilizar esta serie de actividad p ara predecir qué m etales reaccionarán con los ácidos y con otros com puestos.

E J E M P L O 1 0.10

M etales con ácidos

¿R eacciona el m agnesio con el ácido clorhídrico, H C l? Si la respuesta es afirm ativa, es­ cribe unae cuaciónb alanceadad el ar eacción. SO LUCIÓN ■ P A S O 1 C onsulta la serie de actividad p ara saber si el M g m etálico es m ás rea c­ tivo que los iones H+ del ácido. Sí lo es, así que podem os escrib ir la ecuación no balanceada. (Si se predij era que no hab ría reacción, b asta con escribir “n o hay reacción” despuésd el a f lecha. M g + H C l(ac) ------> M gC l2(ac) + H 2(g)

(noe stába lanceada)

■ P A S O 2 B alancea la reacción em pleando el conjunto m ás pequeño de coeficientese nteros. M g + 2 H C l(ac) ------> M gC l2(ac) + H 2(g)

(balanceada)

E J E R C I C IO 10.10 (a) ¿R eacciona el m ercurio o el oro con un ácido? (C onsulta la tabla 10.1.) (b) ¿R eacciona el alum inio m etálico con el H C l(ac)? E n caso afirm ativo, escribe una ecuaciónb alanceadad el ar eacción.

A hora podem os explicar por qué el alam bre de cobre reaccionó con el nitrato de p la­ ta. U n m etal reactivo de la serie de actividad sustituirá al ion de cualquier m etal que se encuentre m ás abajo en la lista. Por consiguiente, es de esperar que el C u m etálico rea c­ cione con los iones Ag+ I porque los iones Ag+ están m ás abajo en la lista. D e m odo an á­ logo, el cinc m etálico reacciona con el Pb(N O 3)2 en solución. C onform e el Zn, que es m ás reactivo que el plom o, se oxida a iones Z n2+, los iones P b2+ se reducen a cristales de plom o m etálico. L a conversión de los iones Pb2+ a Pb es la reacción inversa de la que se indica en la serie de actividad, porque im plica una reducción en vez de una oxidación.

Figura 10.20 Muchos metales, como el magnesio que aquí se muestra, sustituyen los iones hidrógeno de los ácidos y provocan el desprendimiento de burbujas de hidrógeno gaseoso.

I Conexión con el aprendizaje Localiza estos metales y sus iones en la serie de actividad, a medida que lees este párrafo.

Zn(s) + P b(N O 3)2(ac) ------> Z n(N O 3)2(ac) + Pb(s) E l cinc reacciona con el P b(N O 3)2; la reacción inversa no se lleva a cabo. Con ayuda de la serie de actividad (Tabla 10.1), podrás sin duda p redecir m uchas reacciones de sustitucións im ple.

E J E M P L O 10.11

La serie d e actividad y la sustitución simple

¿R eaccionará la plata m etálica con una solución que contenga iones Z n 2+? E n caso afir­ m a tiv o ^ scribeu n ae cuaciónb alanceadad el ar eacción. SOLUCIÓN C onsulta la serie de actividad para saber si la A g m etálica es m ás reactiva (está m ás arriba en la lista) que los iones Z n 2+. N o es así; p o r tanto, no es de esperar que hayar eacción.P ort anto,d ebem ose scribir A g(s) + Z n2+(ac) ------> N o hay reacción E J E R C I C IO 10.11 (a) ¿R eaccionará el zinc m etálico con una solución que contenga iones A g+? E n casoa firm ativo,e scribeu nae cuaciónb alanceadad el ar eacción. (b) ¿R eaccionará el zinc m etálico con una solución que contenga iones N a+? E n casoa firm ativo,e scribeu nae cuaciónb alanceadad el ar eacción.

Véanse los problemas 10.35-10.38.

Los no m etales arden en el aire, es decir, reaccionan con oxígeno, para form ar óxidos no metálicos. Por ejemplo, el azufre, de color am arillo pálido, arde en oxígeno gaseoso puro con flam a azul pálida y produce dióxido de azufre, un gas incoloro e irritante (Fig. 10.21). L a fórm ula del azufre es S8porque los átom os de azufre form an anillos de ocho miembros. S8(s) + 8 O 2(g) ------> 8 SO 2(g)

Figura 10.21 El azufre arde en oxígeno y forma dióxido de azufre gaseoso, el cual tiene un olor característico e irritante, parecido al de un fósforo encendido.

L a oxidación ulterior del SO 2 produce trióxido de azufre, SO 3. Se produce dióxido de carbono cuando se quem a carbón vegetal u otras form as de carbono. L a com bustión del fósforo, P4, produce decóxido de tetrafósforo, P4O 10, tam bién llam ado pentóxido de difós­ foro porques u f órm ulam áss im ple( em pírica)e sP 2O 5. P4(s) + 5 O 2(g) ------> P4O 10W E l cloro y el brom o tam bién oxidan el fósforo para form ar halogenuros com o PCl5 y PB r3.

Reacciones de los óxidos no metálicos con agua Conexión con el mundo real La presencia de rastros de azufre en la gasolina, actualmente del orden de 340 ppm, es objeto de estudio por parte del Organismo de Protección Ambiental (EPA, por sus siglas en inglés) de Estados Unidos. El EPA está considerando la posibilidad de fijar niveles objetivo de 150, 100 y 40 ppm. Los fabricantes de automóviles, el American Petroleum Institute (Instituto Estadounidense del Petróleo) y el EPA aún no están de acuerdo respecto a las reducciones necesarias.

L os óxidos no m etálicos reaccionan con agua p ara producir ácidos. A lgunos ejem plos son los siguientes.

E J E M P L O 10 .12

SO2 + H 2O

— >

H2SO3 Ácido sulfuroso

SO 3 + H 2O

— >

H2SO4 Ácido sulfúrico

C O 2 + H 2O

— >

H2CO3 Ácido carbónico

Los óxidos no metálicos y el agua forman ácidos

E scribe una ecuación b alanceada de la reacción del P4O 10 con ag u a p ara form ar ácido fosfórico,H 3PO 4. SO LUCIÓN ■ P A S O 1 E scribe la ecuación no balanceada con las fórm ulas correctas de todas las sustancias. P4O 10 + H 2O ------> H 3PO 4

(noe stába lanceada)

■ P A S O 2 B alancea la ecuación em pleando el conjunto m ás pequeño de coeficien­ tes enteros. D ado que el oxígeno está en todos los com puestos, balancéalo al final. C om ienza con el P y después “responde” con el H antes de com probar el oxígeno. P4O 10 + 6 H 2O ------> 4 H 3PO 4

(balanceada)

E J E R C I C IO 10 .12 (a) R esum e en tus palabras lo que sucede cuando los óxidos no m etálicos reaccionan con agua. (b) E scribe una ecuación b alanceada de la reacción del N 2O 5 con agua p ara form ar ácidon ítrico,H N O 3.

Reaccio nes de sus titu ción simple de los no me ta les C iertos halógenos son m ás reactivos que los dem ás. L os halógenos m ás activos reaccio­ nan con los com puestos que contienen iones de los halógenos m enos activos. E n estas

reacciones, el halógeno activo — com o elem ento— es el agente oxidante, y se reduce durante el proceso. E l orden de reactividad es el siguiente, con el halógeno m ás reacti­ vo en prim er térm ino de la lista: F 2, C l2, B r2 e I2. E ste orden coincide con el orden d es­ cendente de los halógenos en la tabla periódica, con el flúor, el m ás electronegativo y m ás no m etálico, en el prim er lugar de la serie. C om para lo siguiente. 2 H I(g) incoloro

C l2(g) verdoso C l2(g)

+

I2(s) violeta

Serie de actividad de los halógenos F, Cl, 2

2 H Cl(g) incoloro

N aF(ac) ------> N o hay reacción

C om o se ve, el cloro sustituye a los iones yoduro, I", p ero no a los iones fluoruro, F ". E xam ina detenidam ente la serie de actividad de los h alógenos m ientras repites el últim o enunciado. A horap ruebac one stee jem plo.

E J E M P L O 10 .13

Reacciones d e sustitución de los no m etales

E scribe una ecuación balanceada de lo que esperes que ocurra cuando se m ezcla brom o, unl íquidor ojo,c on unas olucióni ncolorad eN aCl. SOLUCIÓN ■ P A S O 1 C onsulta la tabla periódica para com parar las posiciones del cloro y del brom o. E l brom o está debajo del flúor y de cloro en la tabla; p o r tanto, es de esperarq ues ustituyaa li ony odurop ero no al osi on esf luoruron ic loruro. ■ P A S O 2 E scribe tup redicción B r2 + N aC l(ac) ------> N o hay reacción E J E R CI C IO 10 .13

Véanse los problemas 10.39-10.42.

(a) E scribe una ecuación balanceada de lo que esperes que ocurra cuando se m ezcla brom o con una solución de yoduro de sodio. (b) E scribe una ecuación balanceada de lo que esperes que ocurra cuando se m ezcla cloro,C l2, con una solución de NaBr.

^0.^0 Reacciones de doble sustitución L asr eaccionesd e d o b les u stitu c ió n , o de m e tátesis, adoptan la form a AB + C D ------> A D + CB E n otras palabras, los iones de los com puestos AB y C D intercam bian com pañero. Las reacciones de este tipo se llevan a cabo en solución acuosa cuando al m enos uno de los productose s: 1. U ns ólidoi nsolubleo c asii nsoluble,c onocidoc om o p re c ip ita d o . 2. U nc om puestoc ovalentee stable,i nclusoe la guay l osg asesc om unes. L a fuerza m otriz de estas reacciones, y m uchas otras, es la form ación de un producto e s­ ta ble.

Formación de un gas C uando se calienta ácido sulfúrico, H2SO4, con sulfuro de sodio se d esprende sulfuro de hidrógeno, H 2S, un gas acre con olor de huevos podridos. L a ecuación de la reacción es H 2SO4 + N a2S ------> H 2S(g) + N a2SO4

L a f uerzam otrizd ee star eaccióne sl a f orm aciónd es ulfurod eh idrógenog aseoso. E l cloruro de hidrógeno gaseoso se p rep ara en escala com ercial, y tam bién en el la­ boratorio, m ediante la reacción del ácido sulfúrico concentrado con cloruro de sodio, com os igue. H 2SO4 + N aC l ------> H C l(g) + N aH S O 4 E l H C l gaseoso producido se puede disolver en agua p ara preparar ácido clorhídrico. Tam bién se produce el tóxico cianuro de hidrógeno gaseoso, H C N (g), cuando los áci­ dos reaccionanc onl osc ianuros. H C l(ac) + N aC N ------> H C N (g) + N aC l L os carbonatos liberan dióxido de carbono gaseoso cuando reaccionan con un áci­ do, o cuando se calientan intensam ente, com o lo ilustran estas reacciones del carbonato dec alcio,C aC O 3, presente en la p ied ra caliza y el m árm ol. C aC O 3(s) + 2 H C l(ac) ------> C O 2(g) + H 2O ® + C aC ^(ac)

C aC O 3(s) Carbonato de calcio (piedra caliza) Conexiones con el mundo real • El CaCÜ3 se emplea en algunos antiácidos comunes porque reacciona con los ácidos, como aquí se muestra. • La piedra caliza, que contiene CaCÜ3, se calienta a temperaturas elevadas para producir cal viva, CaO, que se utiliza para fabricar cemento.

calor ------> C O 2(g) +

CaO (s) Óxido de calcio (cal viva)

L a reacción de producción de CaO a partir de C aC O 3 es una reacción de descom posi­ ción que se h a incluido aquí con fines com parativos. L os carbonatos liberan C O 2 gaseo­ so cuando reaccionan con ácidos y cuando son som etidos a tem peraturas altas p orque el C O 2 gaseosoe sm áse stableq uel osm aterialesd ep artida.

Reaccio nes de pre cipitación A l m ezclar una solución acuosa (en agua) incolora de nitrato de sodio con un solución incolora de yoduro de potasio se form a un producto opaco de color am arillo brillante que, si se deja en reposo, se asienta en el fondo del m atraz (Fig. 10.22). A este p ro d u c­ to insoluble se le llam a precipitado (se abrevia pp). E n las ecuaciones el precipitado se identificam ediantee ls ím bolo( s),d es ólido,c om o a quís em uestra. P b(N O 3)2(ac) + 2 K I(ac) ------> PbI2(s) + 2 K N O 3(ac)

I Conexión con el aprendizaje Pregunta a tu profesor cuáles reglas de solubilidad debes memorizar.

Reglas de solubilidad aquí aplicadas. • Los halogenuros de plata son insolubles. • Los sulfatos de Ba, Sr y Pb son insolubles. • Todos los hidróxidos de metales de transición son insolubles.

D urante la reacción, los iones Pb2+(ac) del P b(N O 3)2 (ac) y los iones I _ del K I(ac) form ane lp recipitadod eP bI2(s).L osi onesh ani ntercam biados uc om pañero. L a form ación de un precipitado es la fuerza m otriz de esta reacción y de m uchas otras. L a tabla 10.2 indica varias reglas generales de solubilidad que te ayudarán a d eci­ d ir cuáles productos de un a reacción son precipitados, en caso de haberlos. I L as reac­ ciones de m etátesis (doble sustitución) siguientes ilustran la form ación de precipitados. N aC l(ac) + A gN O 3(ac) ------> N aN O 3(ac) + AgCl(s) K 2SO 4(ac) + B aC l2(ac) ------> 2 K C l(a c ) + B aSO 4(s) 3 K O H (ac) + F eC l3(ac) ------> 3 K C l(ac ) + F e(O H )3(s)

E J E M P L O 10.14

Reacciones d e doble sustitución

Escribe una ecuación quím ica balanceada de la reacción entre soluciones acuosas de cro­ m ato de potasio y nitrato de plata, en la cual se form a un precipitado.

Figura 10.22 Las soluciones transparentes de (a) nitrato de plomo(II) y yoduro de potasio reaccionan (b) para producir un precipitado amarillo de yoduro de plomo. Los iones potasio y los iones nitrato permanecen en solución.

Precipitado de P b L

SO LUCIÓN ■

P A S O 1 E scribe la ecuación no balanceada con las fórm ulas correctas de todas las s us tan cias. K 2C rO 4(ac) + A gN O 3(ac) ------> K N O 3 + A g2C rO 4

(noe stába lanceada)

P ara decidir cuál de los dos productos es el que form a el precipitado, seguirem os un procedim iento de elim inación. E l prim er producto que se indica es un nitrato, y sabem os que todos los nitratos son solubles; así pues, el K N O 3 no puede ser el p re­ cipitado. Por consiguiente, el precipitado que se form a debe ser el otro producto, A g2C rO 4, que se debe identificar en la ecuación con un a (s).

Tabla 10.2

Reglas de solubilidad de los compuestos iónicos*

1. Los compuestos de metales alcalinos, los nitratos y los compuestos de amonio son solubles. 2.

Los hidróxidos de los metales alcalinos y de algunos metales alcalinotérreos (Ca2+, Sr2+ y Ba2+) son solubles. Todos los demás hidróxidos son insolubles.

3.

Todos los cloruros son solubles excepto AgCl, PbCl2 y Hg2Cl2.

4.

La mayor parte de los sulfatos son solubles; son excepciones el BaSO4, el PbSO4 y el CaSO4.

5.

La mayor parte de los fosfatos, carbonatos, cromatos y sulfuros son insolubles, salvo los de metales alcalinos.*

*Los términos insoluble y ligeramente soluble se emplean indistintamente; sólo se disuelven en agua cantidades extremadamente pequeñas. En el caso de las sustancias que son solubles, se pueden preparar soluciones 0.10 M o de mayor concentración.

■

P A S O 2 B alancea la ecuación em pleando el conjunto m ás pequeño de coeficientese nteros. K 2CrO 4(ac) + 2 A g N O s(a c )------> 2 K N O 3 (ac) + A g2& O 4(s)

Véanse los problemas 10.43-10.46.

(balanceada)

E J E R C IC IO 10 .14 (a) E scribe una ecuación quím ica b alanceada de la reacción entre soluciones acuosas de cloruro de calcio y nitrato de plata, en la cual se form a un precipitado. (b) ¿C uál es el precipitado que se form a, y cuál es la fuerza m otriz de esta reacción?

Ecuacio nes ióni cas y ecuacio nes ió ni cas ne tas L a ecuación que se balanceó en el ejem plo 10.14 es un a ecuación quím ica norm al y re ­ presentativa que proporciona abundante inform ación, com o las fórm ulas de todas las sustancias participantes en la reacción y las proporciones en las que reaccionan. Tambiéni ndicaq uee lc rom atod ep latas ólidos ep roducee n f orm ad ep recipitado. E s m ucho m ás lo que se puede m ostrar fácilm ente respecto de las reacciones que se llevan a cabo en solución acuosa. L a solución original de crom ato de potasio contiene iones potasio, K+, y iones crom ato, CrO 42", disueltos en agua. E stos iones se desplazan librem ente en la solución acuosa. D e form a análoga, los iones plata, A g + ,y los iones nitrato, N O 3", tam bién están disueltas en agua y se desplazan p o r todas partes de form a libre e independiente. L o m ism o ocurre con los iones potasio y nitrato que aparecen com o product os. D e hecho, el único com ponent e en el que est o no se cum ple es el A g2C rO 4(s), que es un precipitado. Se puede escribir una ec u a ció n ió n i c a que m ues tra todosl osi onesd isueltos( acuosos)e scritosp ors eparado. 2 K +(ac) + C rO 42"(ac) + 2 A g+(ac) + 2 N O 3"(ac) ------> 2 K+ (ac) + 2 N O 3"(ac) + A g2C rO 4(s) P ara que la ecuación se conserve balanceada, cada uno de los iones se m ultiplica por el m ism o coeficiente aplicado en la ecuación b alanceada norm al que y a se m ostró. A d ­ vierte que el crom ato de potasio produce al disolverse dos iones K+ individuales, que se indican com o 2 K+, no com o K 2+. E studia esta ecuación iónica com o m odelo p ara escribiro trase cuacionesi ónicas. U na ecuación iónica m uestra con m ás exactitud lo que ocurre durante una reacción, pero puede ser bastante larga y parecer com plicada. Observa, al exam inar esta ecuación ió­ nica, que hay dos iones K+ y dos iones N O 3" com o reactivos y com o productos. A estos iones que parecen “estar observando” cóm o se lleva a cabo la reacción, se les llam a iones espectadores. L a reacción ocurre porque los iones plata reaccionan con los iones cromato para form ar crom ato de plata, un precipitado, con lo cual estos iones salen de la solución. Sis eo m itenl osi onese spectadores,s eo btienel ae cuacións iguiente. CrO 42"(ac) + 2 A g+(ac) ------> A g2C rO 4(s) I Conexión con el aprendizaje Cerciórate de saber identificar una ecuación química, una ecuación iónica y una ecuación iónica neta, y de saber representar una reacción de metátesis mediante cualquiera de las tres.

E sta ecuación se denom ina ec u ac ió n ió n ic a n e ta . I E incluye únicam ente los iones que reaccionan para form ar el precipitado. L os iones espectadores se dejan fuera. D e este m odo, la ecuación iónica neta nos dice — de form a concisa— cuáles iones son los que reaccionan y por qué se lleva a cabo la reacción. L os quím icos suelen em plear ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas. L ee el recuadro de L a quím ica en nuestro m undo “R eacciones quím icas en las grutas de piedra caliza”p aras aberc óm os ea plicane stosc onceptos. E J E M P L O 10.15

Ecuaciones iónicas y iónicas netas

E scribe de nuevo esta ecuación, prim ero com o ecuación iónica y luego com o ecuación iónican eta. 3N aO H (ac) + F eC l3(ac) ------> 3N aC l(ac) + F e(O H )3(s)

LA QUÍMICA EN NUESTRO MUNDO R e a c c io n e s q u ím ic a s e n la s g r u ta s d e p ie d r a c a liz a Las grutas de piedra caliza se forman cuando el agua que con­ tiene CO2 gaseoso disuelve el carbonato de sodio, CaCO3, pre­ sente en la roca caliza. CaCO3(s) + H2O + CO2( g ) ----- > Ca2+(ac) + 2 HCO3- (ac) La formación de CaCO3 en las estalactitas que cuelgan del techo de la grutas de piedra caliza, y en las estalagmitas que se forman en el piso de estas grutas, tiene lugar cuando se invierte la reacción anterior. Ca2+(ac) + 2 HCO3- (ac) ----- > CaCO3(s) + H2O + CO2(g) Lo que hace posible la inversión de la reacción es el hecho de que el agua se evapora lentamente de las superficies húmedas de las grutas y, a medida que el dióxido de carbono gaseoso y el agua se desprenden, el CaCO3, ligeramente soluble, queda atrás en forma de precipitado.

Formaciones de piedra caliza en las Cavernas Perdidas de Pensilvania.

__________________________________ J

V______________________________________________________

SOLUCIÓN L a ecuación iónica debe m ostrar todos los iones disueltos escritos por separado. 3 N a+(ac) + 3 O H ( a c ) + F e3+(ac) + 3 C l ( a c ) ------> 3 N a+(ac) + 3 C l ( a c ) + F e(O H )3(s) L ae cuacióni onican etas iguienten om uestral osi onese spectadores. I 3 O H ( a c ) + F e 3+( a c ) ------> F e(O H )3(s) E J E R C IC IO 10 .15 (a) E n el ejercicio 10.14 se te pidió escribir una ecuación balanceada de la reacción entre soluciones acuosas de C aC l2 y A gN O 3. E scríbela ahora com o ecuación ióni ca. (b) E scribe l ae cuacióna nteriorc om oe cuacióni ónican eta.

I Conexión con el aprendizaje El que los iones OH- aparezcan antes o después de los iones Fe3+ en la ecuación iónica neta es arbitrario. Aquí se presentan en el orden en que aparecen en la ecuación iónica.

10.12 Neutralización: una reacción de doble sustitución U n ácido, que contiene iones H+, neutraliza una b ase, que contiene iones O H - , y form a agua y una sal. E sta sal contiene el catión de la base y el anión del ácido. A co n ti­ nuación sep resenta lae cuacióng eneral yu n ae cuacióni lustrativa. Á cido Ejem plo:

+ B ase

----- > A gua

+ Sal

H C l(ac) + N a O H (a c )------> H 2O (l) + N aC l(ac)

L a fuerza m otriz de esta reacción de n e u tra liz a c ió n es la reacción de los iones H+ con los iones O H - p ara f orm arm oléculasc ovalentese stablesd ea gua.

Véanse los pr°blemas 10.47-10.52.

E n la sección precedente se describieron las ecuaciones iónicas. E scribam os ahora una ecuacióni ónicad el an eutralizaciónd eá cidoc lorhídricoc onh idróxidod es odio. H +(ac) + C l"(ac) + N a+(ac) + O H "(ac) ------> H 2O (l) + N a+(ac) + C l"(ac) Sis eo m itenl osi onese spectadoresN a+ y C l", se tiene la ecuación iónica neta H +(ac) + O H (ac) ------> H 2O(l) Todas las reacciones de neutralización entre ácidos y bases fuertes tienen esta m ism a ecuación iónica neta. Se incluye aquí un ejem plo m ás de reacción ácido-base: la neutralizaciónd eá cidos ulfúricoc onh idróxidod ec alcio. I Conexión con el mundo real El CaSO4 es un componente del cemento, el cartón de yeso, el estuco, la argamasa, el papel, la pintura y los polvos de pulimento.

H 2SO4(ac) + C a(O H ^ (ac) -------- > 2 H 2O + C aSO 4(s) I E lc a p ítu lo l 6p roporcionam ási nform acióna cercad el osá cidosy l asb ases.

E J E M P L O 10.16

Neutralización ácido-base

C onr espectoa l ar eaccióne ntre elá cidos ulfúricoy e lh idróxidod es odio,p roporciona (a) lae cuaciónq uím ica, (b) lae cuacióni ónicay (c) lae cuacióni ónican eta. SO LUCIÓN (a) L ae cuaciónq uím icae s H 2SO4(ac) + 2 N aO H (ac) ------> 2 H 2O + N a2SO4(ac) (b ) L ae cuacióni ónicae s 2 H +(ac) + SO 42"(ac) + 2 N a+(ac) + 2 O H "(ac) ------> 2 H 2O + 2 N a+(ac) + SO 42"(ac) (c) L ae cuacióni ónican etae s H +(ac) + O H (ac) ------> H 2O(l) E J E R C I C IO 10.16 Véanse los problemas 10.53-10.56.

(a) E scribe la ecuación iónica n eta que es com ún a todas las reacciones de neutralizacióná cido-base. (b) ¿C uále sl a f uerzam otrizd et odasl asr eaccionesd en eutralizacióná cido-base?

L as reacciones quím icas im portantes están p o r todas partes, en la naturaleza, en la industria, en nuestro h ogar y en el interior de nuestro cuerpo, aunque suelen pasar in ad ­ vertidas.

Resumen del capítulo Uno de los temas más importantes de toda la química es el estudio de las reacciones quími­ cas y de la notación simbólica con la que se escriben las ecuaciones químicas. La ecuación resume información acerca de la identidad (las fórmulas) de los reactivos y productos; además, proporciona un sistema para contabilizar cada átomo — o moles de átomos— de los reactivos y de los productos. La ecuación química debe satisfacer la ley de conservación de la masa, confirmando que no se crea ni se destruye materia durante el proceso. Los coeficientes que se anteponen a los reactivos y productos constituyen la clave para determinar las proporciones de las sustancias que reaccionan, ya sea en términos de átomos

o de moles de átomos. Lo primero que se necesita hacer es traducir la descripción de una reacción química en palabras a fórmulas y ecuaciones. Para balancear una ecuación, es in­ dispensable escribir correctamente todas las fórmulas. Durante el proceso de balanceo de una ecuación, sólo se ajustan los coeficientes . Las ecuaciones iónicas y las ecuaciones ióni­ cas netas permiten representar de modo más completo lo que ocurre durante la reacción. Es forzoso admitir que todo esto exige práctica. Los tipos generales de reacciones han sido agrupados en categorías para facilitar su aprendizaje. Las secciones de la 10.4 a la 10.12 ofrecen numerosas muestras y ejemplos re­ sueltos de ecuaciones de reacciones de combustión; reacciones de síntesis y descomposi­ ción; y reacciones de sustitución simple y doble (metátesis) en las que participan metales, no metales, ácidos, bases y sales. Además de conocer la terminología, debes ser capaz de completar una ecuación y ba­ lancearla, cuando se dan ya sea los reactivos o los productos de reacciones similares a las que se presentan en este capítulo. En el caso de las reacciones que se llevan a cabo en solu­ ción, también debes ser capaz de escribir ecuaciones iónicas y iónicas netas. El aprendizaje es engañoso. Observar a alguien hacerlo no significa que puedes balancear las ecuaciones o predecir los productos. La mejor forma de aprender a escribir y balancear ecuaciones quími­ cas consiste en resolver por tu cuenta los ejemplos de este capítulo, y después, los problemas que se incluyen al final.

Evalúa tu comprensión: repaso y autoevaluación 1. 2. 3. 4. 5.

Explica la diferencia entre reacciones químicas y ecuaciones químicas. [ 10. 1] Describe el significado, en el nivel molecular, de una ecuación dada. [ 10 .2 ] Describe lo que está “ balanceado” en una “ ecuación balanceada” . [ 10.3 ] Balancea ecuaciones químicas en las que conoces todas las fórmulas. [ 10 .3 ] Utiliza la descripción de reacciones químicas para escribir reacciones con palabras y reacciones químicas balanceadas. [ 10.3 ]

6. Clasifica las reacciones en las categorías siguientes: combustión; síntesis; descom­ posición; sustitución simple; doble sustitución; oxidación y reducción; y neutrali­ zación^ 10 .4 - 10. 12]

7. Predice los productos y balancea ecuaciones de reacciones similares a las que ilus­ tran cada una de las categorías presentadas. [ 10 .4 - 10 . 12]

8. Escribe ecuaciones iónicas y iónicas netas con base en reactivos o productos cono­ cidos. [10.11-10.12]

Términos clave ácido [10.12] agente oxidante [10.8] agente reductor [10.8] base [10.12] catalizador [10.1] coeficiente [ 10 .3 ] combustión [10.5] ecuación iónica [10.11] ecuación iónica neta [10.11] ecuación química [10.1]

ecuación química balanceada [10.2] electrólisis [ 10.7 ] iones espectadores [10.11] neutralización [10.12] oxidación [10.8] oxidación-reducción [10.8] precipitado [10.10] produce o como [10.1] productos [10.1]

reacción de combinación [10.6] reacción de descomposición [ 10 .7 ] reacción de doble sustitución [10.10] reacción de metátesis [10.10] reacción de síntesis [10.6] reacción de sustitución simple [10.8]

reacción química [10.1] reactivos [10.1] reducción [10.8] sal [10.12] serie de actividad [10.8] solución acuosa [10.1] solución básica [10.8]

Problemas 10.1

Con base en la ley de conservación de la masa, explica por qué se balancean las ecuaciones.

10.2 ¿Qué relación guarda la ley de conservación de la masa con el número de átomos de reactivos y productos?

10.3 En una ecuación química balanceada, ¿qué de lo siguien­ te debe estar balanceado: átomos, masa, moléculas, mo­ les? Explica tu respuesta.

10.4 ¿Qué se debe escribir correctamente antes de balancear una ecuación química?

Balanceo de ecuaciones

10.5 Balanceae stase cuacionesq uímicas. a. b. c. d. e.

10.13 Clasifica las reacciones siguientes como de combus­

Cr + O2 ----- y Cr2O 3 SO 2 + O2 ----- y SO 3 PbO2 ----- y PbO + O 2(g) NaOH + C O 2 ----- y N a2C O 3 + H2O A l2(SO4)3 + NaOH ----- y Al(O H )3 + Na2SO4

10.6 Balanceae stase cuacionesq uímicas. a. A l + O2 ----- y A l2O3 b. c. d. e.

N2 + O2 ----- y NO2 H2O2 ----- > H2O + O2(g) LiOH + C O 2 ----- > L i2C O 3 + H2O Fe2(SO4)3 + NaOH ----- y Fe(OH)3 + Na2SO4

10.7 De los enunciados siguientes, ¿cuáles son verdaderos y cuáless onf alsosr espectoa u nae cuaciónb alanceada? a. Los átomos de los reactivos deben ser iguales a los átomosd el osp roductos. b. Los moles de átomos de reactivos deben ser iguales a los moles de átomos de productos. c. Los gramos de reactivos deben ser iguales a los gramosd ep roductos.

tión, síntesis, descomposición, sustitución simple o do­ ble s us titu ción. a. la reacción del problema 10.10c b. la reacción del problema 10.9 a c. la reacción del problema 10.9 d d. la reacción del problema 10.11d e. la reacción del problema 10.12c

10.14 Clasifica las reacciones siguientes como de combus­ tión, síntesis, descomposición, sustitución simple o do­ ble s us titu ción. a. la reacción del problema 10.10e b. la reacción del problema 10.11c c. la reacción del problema 10.9 e d. la reacción del problema 10.10a e. la reacción del problema 10.12d

10.15 Las pequeñas cantidades de azufre presentes en la hulla producen emisiones de dióxido de azufre en las centra­ les termoeléctricas que queman hulla. En el control de la contaminación se utiliza óxido de calcio para absor­ ber el SO 2 gaseoso,c onformea l ae cuación

d. El total de moléculas de reactivos debe ser igual al totald em oléculasd ep roductos.

SO 2(g) + CaO(s) ----- y CaSO 3(s)

e. El total de moles de reactivos debe ser igual al total de molesd ep roductos.

Clasifica esta reacción con base en las cinco categorías mencionadas en los problemas 10.13 y 10. 14 .

10.8 Explica tus respuestas, con ayuda de un ejemplo, a ca­

10.16 Cuando se calienta piedra caliza, que es C aC O 3 impu­

da uno de los incisos del problema 10 .7 .

10.9 Balanceae stase cuacionesq uímicas. a. M g + H2O(g) ----- y Mg(OH)2 + ^ ( g ) b. N aH CO3 + H3PO4 ----- y Na2HPO4 + H2O + C O 2 c. A l + H2SO4(ac) ----- y A l2(SO4)3 + H2(g) d. C 3H + O2(g) ----- y CO2 + H2O e. CH 3OH + O 2(g) ----- y C O 2 + H2O

C aC O 3(s) ----- y CaO(s) + C O 2(g) Clasifica esta reacción con base en las cinco categorías mencionadas en los problemas 10.13 y 10. 14 .

10.17 El bromo, Br2, es preparado comercialmente por cierta

10.10 Balanceae stase cuacionesq uímicas. a. Ca + H2O ----- y Ca(OH)2 + ^ ( g ) b. KH C O 3 + H3PO4 ----- y K 2HPO4 + H2O + C O 2 c. (NH4)2Cr2O7 ----- y Cr2O3 + H2O + N ( g )

compañía a partir de NaBr (de pozos de salmuera de Arkansas) tratado con cloro gaseoso. Balancea la ecua­ ción que aquí se muestra y clasifica la reacción con basee nl asc incoc ategoríasd escritas. NaBr(ac) + C l2(g) ----- y NaCl(ac) + Br2(l)

d. C2H2 + O2(g) ----- y CO2 + H2O e. C 3H7OH + O 2(g) ----- y C O 2 + H2O

(noe stáb alanceada)

10.18 Las menas de estaño que contienen SnO2 se calientan

10.11 Balanceae stase cuacionesq uímicas. a. C aC O 3 + HCl ----- y C aC l2 + H2O + C O 2(g) b. PCl5 + H2O ----- y H3PO4 + HCl c. KClO3

ro, a 950 °C se produce óxido de calcio, llamado cal vi­ va, el cual tiene muchos usos, entre ellos la producción de cemento y el control de la contaminación como se describe en el problema 10 . 15 . La ecuación es

y K C l + O2(g)

con carbono a temperaturas por encima de 1000 °C pa­ ra producir estaño metálico fundido. Balancea la ecua­ ción que aquí se muestra y clasifica la reacción con base enl asc incoc ategoríasd escritas.

d. Ba(OH)2 + H3PO4 ----- y B a3(PO4)2 + H2O e. C2H6(g) + O2(g) ----- y CO2(g) + H2O(g)

10.12 Balanceae stase cuacionesq uímicas. a. C aC O 3 + H2SO4 ---- y CaSO 4+ C O 2

+ H2O

b. A g + H2S + O2 ----- y Ag2S + H2O c. N aC lO 3 ----- y N aCl + O 2(g) d. Cu(OH)2 + H3PO4 -----y Cu3(PO4)2 + H2O e. C 4H9OH(g) + O2(g) ----- y CO2(g) + H2O(g)

SnO2(s) + C(s)

cal°r> Sn + CO(g) (no e s tá b a lan cea da )

R eaccio nes d e com bus tión

10.19 Cuando el butano gaseoso, C 4H 10, de un pequeño en­ cendedor de bolsillo arde en el aire, se forman dióxido de carbono y agua. Escribe una ecuación balanceada de estar eacción.

10.20 El acetileno gaseoso, C 2H2, se utiliza para soldar. Arde con flama caliente y forma C O 2 y agua. Escribe una ecuaciónb alanceadad ee star eacción.

10.21 La acetona, C 3H6O, es uno de los componentes princi­

10.28 Completa y balancea las ecuaciones de estas reacciones ded escomposición. a. H2O — U b. B aO 2 ----- > BaO + ____

pales del removedor de esmalte de uñas. Escribe una ecuación balanceada de la combustión completa de la acetonac onf ormaciónd ed ióxidod ec arbonoy a gua.

d. N aN O 3 ----- >

10.22 Cuando tus células metabolizan la glucosa, C 6H12O 6,

e. HgO(s) ----- >

este compuesto se combina con oxígeno gaseoso y forma dióxido de carbono y agua, al igual que en la combus­ tión. Escribe una ecuación balanceada del metabolismo del ag lucosa.

10.23 El propano gaseoso, C 3H8, es un combustible de uso común en ciertas parrillas para asar al aire libre y en la calefacción doméstica donde no se dispone de gas na­ tural. Escribe una ecuación balanceada de esta reacción dec ombustión.

10.24 La gasolina contiene octano, C 8H 18. Escribe una ecua­ ciónb alanceadad ee star eacciónd ec ombustión. R eaccionesd e síntesis

10.25 Completay b alanceal ase cuacioness iguientes.

c. K C lO 3 ----- >

O x i d ac ió n d e m e tales

10.29 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de oxidaciónd em etales. a. ____ + _____ ___> L i2O b. ____ + _____ ___> A lI3 c. El bromo líquido oxida el hierro metálico con forma­ ción de bromuro de hierro(III). d. El aluminio metálico nuevo brillante poco a poco se torna opaco a medida que se forma una superficie durad eó xidod ea luminio.

10.30 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de

a. El monóxido de carbono gaseoso reacciona con oxí­ geno gaseoso con formación de dióxido de carbono.

oxidaciónd em etales.

b. El cinc calentado con azufre en polvo (S8) produce sulfurod ec inc.

b. ____ + _____ ___> SbCl3

c. Se hace reaccionar el nitrógeno gaseoso con hidró­ geno gaseoso a alta presión y temperatura moderada para producir amoniaco, que se emplea como fertili­ zante. d. NO(g) + O2(g) ----- > Dióxidod en itrógeno e. ____ + _____ ___> FeBr3

10.26 Completay b alanceal ase cuacioness iguientes. a. El hidrógeno gaseoso mezclado con cloro gaseoso estalla si se enciende, con formación de cloruro de hidró ge no g aseo so. b. El fósforo, P4, reacciona espontáneamente con el bromoc onf ormaciónd et ribromurod e f ósforo. c. Cuan do una chis pa en cien de hi dró ge no ga seo so y oxígeno gaseoso encerrados en una botella, la mez­ cla estalla y forma vapor de agua.

a. ____ + _____ ___> Fe2O3

c. El calcio metálico reacciona con el oxígeno del aire y forma de óxido de calcio. d. El aluminio metálico reacciona espontáneamente con elb romol íquidop arad arb romurod ea luminio.

10.31 Las monedas de cobre metálico se oxidan lentamente con formación de óxido de cobre(I). Escribe una ecua­ ciónb alanceadad ee stao xidación.

10.32 El cloro gaseoso oxida el cobre metálico y forma cloruro de cobre(II). Escribe una ecuación balanceada de esta reacción, en la que el cloro actúa como el agente oxi­ dan te.

M etalesa ctivos yó xidos m etálicosc on agua

10.33 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de

d. SO 2(g) + O2(g) ----- > Trióxidod ea zufre

metales y óxidos metálicos con el agua. Si no ocurre una reacción, muestra los reactivos y escribe “ no hay reacción” después de la flecha.

e. ____ + _____ ___> A lC l3

a. L i2O + H2O ----- >b. Na + H2O ------------ >

R eacciones d e d escom posición

10.27 Completa y balancea las ecuaciones de estas reacciones ded escomposición.

c. M g + H2O(g) ----- >

d. A g + H2O ------ >

e. SrO + H2O ----- >

10.34 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de

c. N aC lO 3 ----- >

metales y óxidos metálicos con el agua. En caso de no haber reacción, muestra los reactivos y escribe “ no hay reacción” después de la flecha. b. K + H2O ----- > a. M gO + H2O ----- >

d. K N O 3 ----- >

c. Pb + H2O ----- > d. Ca + H2O -------------->

e . H2O 2

e. Fe2O 3 + H2O ----- >

a. A l2O 3 — U b. PbO2 ----- > PbO + ____

*

R eacciones d e su stitu c ió n sim p le d e los m e tales

10.35 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de sustitución simple. En caso de no haber reacción, muestra los reactivos y escribe “ no hay reacción” después de la flecha.

a. S8 + O2(g) - --- > b. SO2 + H2O ---- >

(sóloá cidos ulfuroso)

c. N 2O 5 + H2O ----- > (sóloá cidon ítrico) d. K Br + Cl2 - — > e. K C l + I2 -

a. Zn + HCl(ac) ----- >

10.40 Completa y balancea ecuaciones de las reacciones si­

b. Cu + HCl(ac) ----- >

guientes, en las que participan no metales. Si se prevé que no habrá reacción, muestra los reactivos y escribe “no hay reacción” después de la flecha.

c. M g + Fe(NO3)2(ac) ----- > d.

A gN O 3(ac) + A l ---- >

e.

Fe + M gC l2(ac) ---- >

10.36 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de sustitución simple. En caso de no haber reacción, muestra los reactivos y escribe “ no hay reacción” después de la flecha. a. A l + HNO3(ac) ----- > b.

A g + HNO3(ac) ---- >

c. Pb + C uC l2(ac) ----- > d.

H2SO4(ac) + Au ---- >

e. Zn + N i(NO3)2(ac) ----- >

a. P4 + O2(g) ----- > b. P 4O 10 + H2O ----- > (sóloá cidof osfórico) c. C O 2 + H2O ----- >

(sóloá cidoc arbónico)

d. Br2 + K C l ----- > e. KI + C l2 ----- >

10.41 ¿Qué esperarías que ocurriese al mezclar HI(g) con cloro gaseoso? Escribe una ecuación para explicar tu razonamiento.

10.42 Describe lo que ocurriría si se agrega yoduro de sodio a una alberca que contiene cloro. Escribe una ecuación parae xplicart ur azonamiento.

10.37 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de sustitución simple. En caso de no haber reacción, muestra los reactivos y escribe “ no hay reacción” después de la flecha. a. Se vertió ácido sulfúrico en un recipiente de aluminio. b. Se dejó caer un anillo de oro en un tanque de ácido clorhídrico. c. Se dejó un clavo de hierro en una solución de sulfa­ to de cobre(II). d. Escribe primero una ecuación apropiada y luego ex­ plica por qué se puede preparar compota de manza­ na, que contiene ácido acético, en un perol de cobre. e. Escribe una ecuación y describe si habría algún pro­ blema al transportar nitrato de plomo(II) en un recipiented ea luminio.

10.38 Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de sustitución simple. En caso de no haber reacción, mues­ tra los reactivos y escribe “no hay reacción” después de la flecha. a. Sep usoc alciom etálicoe ná cidoc lorhídrico. b. Se dejó caer un anillo de oro en ácido sulfúrico. c. Se dejó una solución de sulfato de cobre(II) en un cubog alvanizado( recubiertod ec inc). d. Se dejó cobre metálico en una solución de cloruro de sodio. e. Se limpió aluminio metálico con una solución que conteníaá cidoc lorhídrico.

R eaccio n e s d e los no m e ta les

10.39 Completa y balancea ecuaciones de las reacciones si­ guientes, en las que participan no metales. Si se prevé que no habrá reacción, muestra los reactivos y escribe “ no hay reacción” después de la flecha.

R eaccio n es d e d o b le su stitu c ió n

10.43 Escribe ecuaciones de las reacciones de doble sustitución siguientes. En todos los casos se forma un precipitado, el cual deberás identificar mediante una (s). Además, su­ braya el precipit ado par a que no haya duda de cuál producto se trata. Ayúdate aplicando las reglas de solubilidadd ee stec apítulo. a. Se mezclan soluciones de nitrato de plata y cloruro dep otasio. b. Se mezclan soluciones de cloruro de hierro(III) e hidróxidod es odio. c. Se mezclan soluciones de sulfato de aluminio y nitratod eb ario. d. Se mezclan soluciones de nitrato de plomo(II) y dicromatod ep otasio. e. Se mezclan soluciones de nitrato de plata y cromato dep otasio.

10.44 Escribe ecuaciones de las reacciones de doble sustitu­ ción siguientes. En todos los casos se forma un precipita­ do, el cual deberás identificar mediante una (s). Además, subraya el precipitado para que no haya duda de cuál producto se trata. Ayúdate aplicando las reglas de solubilidadd ee stec apítulo. a. Se mezclan soluciones de bromuro de sodio y nitra­ to de plata. b. Se mezclan soluciones de cloruro de níquel(II) e hidróxidod ep otasio. c. Se mezclan soluciones de cromato de potasio y nitratod ep lomo(II). d. Se mezclan soluciones de cloruro de bario y sulfato dea luminio. e. Se mezclan soluciones de nitrato de plata y yoduro dep otasio.

10.45 ¿Se produce una reacción al mezclar las sustancias quí­

10.51 Escribe primero una ecuación química balanceada, lue­

micas siguientes? En caso afirmativo, escribe una ecua­ ción química balanceada e identifica los precipitados o gases que se forman. En caso de no haber reacción, explicat ur azonamiento.

go una ecua ción ió nica y final men te un ecua ción ió nica neta de la reacción del nitrato de plata con cloruro de calcio.

10.52 Escribe primero una ecuación química balanceada, lue­

a. NH4Cl(ac) + K N O 3(ac) ----- >

go una ecua ción ió nica y final men te un ecua ción ió nica neta de la reacción del nitrato de cobalto(II) con hidróxidod ep otasio.

b. C aC O 3(s) + HCl(ac) ----- > c. HCl(ac) + Na2S(ac) ----- > d. B aC l2(ac) + K 2SO4(ac) ----- >

R eaccionesd en eutralización

10.46 ¿Se produce una reacción al mezclar las sustancias quí­ micas siguientes? En caso afirmativo, escribe una ecua­ ción química balanceada e identifica los precipitados o gases que se forman. En caso de no haber reacción, explicat ur azonamiento.

10.53 ¿Qués ignifical an eutralizacióne ne ln iveli ónico? 10.54 Describe por qué la neutralización ácido-base es un tipod er eacciónd ed obles ustitución.

10.55 Escribe la ecuación balanceada o proporciona la infor­ ma ción q ue s e s o li ci ta.

a. Na2S(ac) + H2SO4(ac) ----- >

a. El ácido sulfúrico neutraliza al hidróxido de potasio.

b. NaOH(ac) + K 2SO4(ac) ----- >

b. Identifica el ácido, la base, la sal y el agua entre las sustanciasq uímicasd eli nciso( a).

c. M gC O 3(s) + H2SO4(ac) -----> d. N i(NO3)2(ac) + NaOH(ac) ----- >

c. Escribe una ecuación iónica de la reacción del inci­ so (a). d. ¿Cuáless onl osi onese spectadores?

E cuacio n es ió n i cas y ecu acio n es ió n i cas n e ta s

10.47 Escribe ecuaciones iónicas completas de las reacciones

10.56 Escribe la ecuación balanceada o proporciona la infor­ ma ción q ue s e s o li ci ta.

delp roblema 1 0 .43 .

10.48 Escribe ecuaciones iónicas completas de las reacciones delp roblema 1 0 .44 .

10.49 Escribe ecuaciones iónicas netas de las reacciones del problema 10 .43 .

10.50 Escribe ecuaciones iónicas netas de las reacciones del

a. El ácido clorhídrico neutraliza el hidróxido de calcio. b. Identifica el ácido, la base, la sal y el agua entre las sustanciasq uímicasd eli nciso( a). c. Escribe una ecuación iónica de la reacción del inci­ so (a). d. ¿Cuáless onl osi onese spectadores?

problema 10 .44 .

Estudiantes en

acción Transformaciones: ¿qué reacciones ocurrieron? Lleva a cabo la siguiente actividad para experimentar con diversas reacciones e identificar de qué tipo es cada una. M ateriales y reactivos

• Lentes de seguridad

Pipetas de 1 mL

Etanol

• 5 tubos de ensayo

Vasos de precipitados

Sulfato de aluminio

• Pinzas para tubo

Ó xid o de mercurio(II)

Nitrato de plata

• Mechero Bunsen

Tiras de magnesio metálico

Alam bre de cobre

• Vidrio de reloj

Agua destilada

• Pinzas para disección

Tira indicadora de pH

Nitrato de bario Recipiente de polietileno de alta densidad de un galón

Nota: los tipos de reacción a considerar son: síntesis, desplazamiento simple, desplazamiento doble, descomposición,

óxido-reducción, neutralización (un tipo específico de doble sustitución) y combustión. Repasa las secciones 10.4 a la 10. 12, para recordar cada tipo de reacción.

Experim ento A Procedim iento

1.

En un tubo de ensayo, agrega aproximadamente 0.5 g de óxido de mercurio(II). Con ayuda de las pinzas, colócalo en la flama azul de un mechero Bunsen dentro de una campana de extracción y calienta por 3 minutos. Deja enfriar el tubo y ob­ serva en el fondo.

La reacción producida es:

H gO (s) - » H g(1) + O 2(g)

¿Cuál es el nombre de estos productos? Hg

O2

¿Qué tipo de reacción se llevó a cabo? Explica tu respuesta.

Balancea la reacción ___________________________________________________________________________ Experim ento B

1.

Con ayuda de unas pinzas para disección, sostén una tira de magnesio de aproximadamente 1 cm y llévala a la flama azul de un mechero Bunsen. Caliéntala hasta que veas una luz blanca muy intensa (cuando la percibas, mira hacia otro lado, sin dejar de trabajar), recoge en un vidrio de reloj el compuesto formado.

La reacción producida es:

M g(s) R esponde.

magnesio

+

O 2(g) - > M gO (s) oxígeno

¿Cuál es su nombre?

¿Qué aspecto tiene el compuesto formado?__________________________________ ¿Cuál es el nombre de este producto?_______________________________________ ¿Qué tipo de reacción se llevó a cabo? Describe brevemente el fundamento de tu elección.

Balancea la reacción.___________________________________________________________________________

2.

Coloca las cenizas del compuesto anterior en un tubo de ensayo, agrega 2 mL de agua y agita. Sujeta el tubo con unas pin­ zas y caliéntalo por las paredes durante al menos 1 minuto; cuida que no se regurgite acercándolo y retirándolo de vez en vez. Con ayuda de una tira indicadora, determina el valor del pH.

La reacción producida es:

MgO (s) + H2O(1) -» Mg(OH)2(ac)

R esponde. ¿Qué aspecto tiene el compuesto formado? ¿Cuál es su pH? ¿Cuál es el nombre de este producto? ¿Qué tipo de reacción se llevó a cabo? Fundamenta tu respuesta.

Experim ento C

1.

Usa lentes de seguridad para este paso. En un recipiente de un galón de polietileno de alta densidad, limpio y seco, coloca aproximadamente 5 mL de etanol, distribúyelo por las paredes y vierte el exceso en un vaso de precipitados. Sujeta un ceri­ llo con unas pinzas muy largas, enciéndelo e introdúcelo en el recipiente. ¡No te acerques, la reacción es muy exotérmica!

Ésta es:

C 2H 6O (1)

+

O 2(g) - > CO 2(g)

etanol

2.

oxígeno

+

H 2O (g)

¿Cuál es su nombre?

Deja enfriar el recipiente a temperatura ambiente y cuando esté frío, colócalo boca bajo y verifica si sale de él algún líquido. ¿Qué e s ? ____________________________________________________________________________________

R esponde. ¿Qué aspecto tienen los compuestos formados? ¿Se distinguen?---------------------------------------------------------------------------¿Cuál es el nombre de estos productos? C O 2 ------------------------------------------- H2O -----------------------------------------------¿Qué tipo de reacción se llevó a cabo? Explica tu respuesta. -------------------------------------------------------------------------------Balancea la reacción. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Experim ento D

1.

Prepara una disolución 0.1 M de sulfato de aluminio, y una disolución 0.3 M de nitrato de bario: en un tubo de ensayo, co­ loca 1 mL de sulfato de aluminio 0.1 M y 1 mL de de nitrato de bario 0.3 M.

La reacción q ue ocurre es la siguiente:

A l 2(SO 4) 3(ac)

+ B a(N O 3) 2(ac)

sulfato de aluminio

—> A l(N O 3) 3(ac)

+

BaSO 4(s)

nitrato de bario

R esponde. ¿Qué aspecto tienen los compuestos formados? ¿Se distinguen? ___________________________________________ ¿Cuál es el nombre de estos productos? Al(N O 3)3 _____________________ B aSO 4 __________________________ ¿Qué tipo de reacción se llevó a cabo? Justifica tu respuesta.______________________________________________ Balancea la reacción____________________________________________________________________________

Experim ento E

1.

Prepara una solución 0.2 M de nitrato de plata. En un tubo de ensayo, coloca un alambre de cobre y, a continuación, adiciona 2 mL de nitrato de plata. Observa.

La reacción ocurrida es:

Cu(s) cobre

+ A gN O 3(ac)

—> C u(N O 3) 2(ac)

+ A g(s)

nitrato de plata

R esponde. ¿Qué aspecto tienen los compuestos formados? ¿Se distinguen?____________________________________________ ¿Cuál son los nombres de estos productos? Cu(NO3)2 _____________________ A g -------------------------------------------¿Qué tipo de reacción se llevó a cabo? Explica tu respuesta______________________________________________

y

11

Estequiometría: cálculos con base en ecuaciones químicas

C

O

11.1

N

T

E

N

I

D

O

Razones m olares a p artir de ecuaciones q uím icas

11.2

C á lcu lo s de m ol a mol

11.3

C á lcu lo s con m oles y masas

11.4

C á lcu lo s con soluciones m olares

11.5

C á lcu lo s de reactivo lim itante

11.6

Rendim iento porcentual

11.7

C am b ios de energía en las reacciones q uím icas

I C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je La palabra “estequiom etría” proviene del griego s to ic h e io n , elem ento, y m etro n , medir.

¿Q u é cantidad de una sustancia química en particular reacciona totalmente con cierta can­ tidad de otra sustancia? Podrás responder preguntas de este tipo una vez que hayas enten­ dido cómo se efectúan los cálculos que se describen en este capítulo.

l término estequiometría designa el cálculo de cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas. I Si se conoce la cantidad de una sustancia que participa en una reacción química, y si se tiene la ecuación química balan­ ceada (Capítulo 10), se pueden calcular las cantidades de los demás reactivos y produc­ tos. Estas cantidades pueden estar dadas en moles (Capítulo 9), en masas (gramos) o en volúmenes (litros). Los cálculos de este tipo ocupan un lugar central en la química; se emplean de forma rutinaria en los análisis químicos y durante la producción de todas las sustancias químicas que la industria utiliza o que se venden al consumidor. Por ejemplo, se emplean cálculos estequiométricos cuando se determina la canti­ dad de oxígeno necesaria para quemar una cantidad específica de alcohol etílico. Aún más, el número de moles, o la cantidad en gramos, de oxígeno gaseoso que se necesi­ tan para quemar la muestra de alcohol es la misma ya sea que el alcohol se queme en un mechero, en un motor o en el interior de las células del cuerpo humano; es decir, la estequiometríae sl am isma.

E

[ 11.1

Razones molares a partir de ecuaciones químicas

Recuerda (Capítulo 10) que los coeficientes numéricos de una ecuación química balan­ ceada indican las proporciones más simples de números enteros de todas las sustancias químicas participantes en la reacción. Por ejemplo, considera la ecuación balanceada de lar eaccióne ntree ln itrógenoy e lh idrógenog aseososp araf ormara moniacog aseoso. N (g ) + 3 H ( g ) ----- > 2 NH 3(g) Los coeficientes numéricos que permiten balancear la ecuación indican que 1 mol de ni­ trógeno gaseoso reacciona con 3 moles de hidrógeno gaseoso para producir 2 moles de amoniaco. Con base en estos coeficientes numéricos podemos escribir una razón mo­ lar para cualquier par de sustancias representadas en la ecuación. Dado que intervienen tres sustancias químicas diferentes en la ecuación química de la síntesis de amoniaco, se pueden escribir tres pares de razones molares. El par de razones molares que sigue relacional osd osr eactivos:n itrógenoe h idrógenog aseosos. 1 mol N 2 3 mol H 2

0

3 mol 1 mol N 2

Las razones molares del nitrógeno gaseoso (un reactivo) y del amoniaco gaseoso (el únicop roductod el ar eacción)s ee scribenc omos igue. 1 mol N 2 2 mol NH 3

°

2 mol NH 3 1 mol N 2

De forma análoga, las razones molares del hidrógeno gaseoso (un reactivo) y del amo­ niacos ee scribenc omos igue. 3 mol H 2 2 mol NH 3

°

2 mol NH 3 3 mol H 2

Podemos emplear los coeficientes numéricos I de cualquier ecuación química ba­ lanceada para escribir razones molares de cada par de sustancias participantes. Más adelan­ te se mostrará cómo se usan estas razones molares como factores de conversión para calcular lasc antidadesd el ass ustanciasq uer eaccionan. Estudia el ejemplo resuelto que sigue, en el que intervienen las razones molares de la combustión del alcohol etílico. Luego, resuelve el ejercicio 11.1 y los problemas similares que se incluyen al final de este capítulo. EJEM PLO 11.1

Razones molares

Escribe las razones molares de todos los pares de sustancias químicas que intervienen enl ae cuaciónb alanceadad el ac ombusiónd ela lcohole tílico,C 2H 5OH. C2H5OH + 3 O 2-----> 2 CO 2 + 3 H2O S O L U C I Ó N En la ecuación participan cuatro sustancias químicas; por tanto, hay seis pares de razones molares, lo que hace un total de 12 razones, como sigue.

C2H5OH y 0 2: 2 5 2*

1 mol C,H,OH 2 5 3 mol 0 2

_

C2H5OH y C 0 2: z 2

1 mol C-H.OH — -----^ ---2 mol C 0 2

o

3 mol O, 2 1 mol C 2H5OH 2 mol CO, „ * 1 mol C 2H5OH

I C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je C o e fic ie n te s Los coeficientes de las ecuaciones químicas son números exactos; no limitan el número de cifras significativas en los cálculos.

C2H 50 H y H 20:

1 mol C2H5OH

3 mol H20

0 2 y C 0 2:

3 2

mol O 2 mol C 0 2

2 mol C 0 2 3 mol 0 2

3

mol 0 2

0 2y HjO.

3 moj jj^ o

3 mol HzO 3 mol 0 2

C 0 2 y H 20 :

0

2 mol C 0 2 3 mol H20

3 mol HjO 2 mol C 0 2

EJE R C IC IO 11.1 Véanse los problem as 11.1 y 11.2.

Con respecto a la ecuación xA + y B ----- >zC, donde x, y y z representan coeficientes numéricos,y A, By C ,s ustanciasq uímicasd iferentes, (a) escribe los pares de razones molares de A y C. (b) escribe los pares de razones molares de B y C.

11.2^ Cálculos de mol a mol Si se conoce la ecuación química balanceada, y también el número de moles de uno cualquiera de los reactivos o productos, se puede establecer el número proporcional de moles de cualquier otro reactivo o producto por medio de la razón molar apropiada. Por ejemplo, consideremos de nuevo la reacción de la producción de amoniaco descrita en la sección 1 1 .1 . N 2(g) + 3 H 2(g)------> 2 NH 3(g) Suponiendo que se cuenta con una provisión suficiente de nitrógeno gaseoso, es fácil calcular cuántos moles de amoniaco gaseoso, NH 3(g), se pueden producir a parlir de 10.8 mol de hidrógeno gaseoso. Considera la siguiente serie de pasos para llevar a cabo estet ipod ed eterminación. 1. Obténu nae cuaciónq uímicab alanceada.( Estae cuacións ec onoce.) 2. Anota la cantidad dada de una sustancia química (expresada en este caso en moles) como punto de partida. Puede ser cualquier reactivo o producto de la reacción. (En estep roblemas ei ndica 1 0.8m old eh idrógenog aseosoc omop untod ep artida.) 3. Escribe también la razón molar apropiada con base en la ecuación química balanceada.E star azónm olard ebet enerl af ormas iguiente. Moles de la sustancia deseada Moles de la sustancia de partida En este problema partimos de moles de H 2 y debemos determinar los moles de NH3. Con base en la ecuación, la conversión es 3 H 2(g )----- >2 NH 3(g). Por tanto, la razón molar apropiada es la que tiene moles de NH 3 arriba: 2 mol NH 3 3 mol Ü 2 4. Multiplica el número indicado de moles de la sustancia de partida (paso 2) por la razónm olara propiada( paso3 )p arao btenerm olesd el as ustanciad eseada.

, . M o le s d e la s u sta n c ia d e se ad a M o le s in ic ia le s d e la s u s ta n c ia X -------- ------- — -------------------- ;— ------------ — M o le s d e la s u s ta n c ia d e p a rtid a

Parae step roblema,l ac onversións ee scribec omos igue. 10 .8 m o l H j X

2 m ol N H , 3 m oi H = ^ -2 0 m o l N H 3

(re sp u e sta )

Advierte que los moles de la sustancia de partida se eliminan, y se obtienen 7.20 mol de NH3. En este problema se hizo una conversión entre los moles de una sustancia dada, a los que podríamos llamar “moles de A”, y los moles de la sustancia deseada, que podrían denominarse “moles de B”, con ayuda de la razón molar como factor de conversión.L ac onversións er epresentac omos igue. Molesd e A ----- >Moles de B Ahora, aprende a seguir este método por pasos para convertir “moles de A” a “mo­ les de B”, como se ilustra en el ejemplo 11.2. EJEM PLO 11.2

Conversiones de mol a mol

¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso se necesitan para quemar 1.20 mol de alcohol etíli­ co, C2H 5OH?L ae cuaciónq uímicab alanceadae sl as iguiente. C 2H5OH + 3 O 2(g)------ > 2 CO 2(g) + 3 H 2O(g) S O L U C IÓ N

Este problema es de la forma Plan: Moles de A ----- >Moles de B

■ PASO 1 Obténu nae cuaciónq uímicab alanceada.( Estae cuacións ec onoce.) ■ PASO 2 Anota la cantidad conocida de una sustancia (expresada en este caso co­

mo moles de A) como punto de partida. (En este problema se nos da 1.20 mol de C 2H5OHc omop untod ep artida.) I C 2H 5OH + 3 O 2(g)-> 2 CO 2(g) + 3 H 2O(g) 1.20 mol A

? mol B

■ PASO 3 Escribe además la razón molar apropiada con base en la ecuación quími-

cab alanceada.E sta razónm olard ebet enerl af orma Moles de la sustancia deseada Moles de la sustancia de partida Para resolver este problema, inicia con los moles de C2H5OH para calcular los mo­ les de O2. Con base en la ecuación, la conversión de moles de A ----- >moles de B es 1 mol C2H5O H ------> 3 mol O 2 Así, la razón molar apropiada es 3 mol 0 2 1 mol C2H5OH ■ PASO 4 Multiplica el número conocido de moles de la sustancia de partida (paso 2)

por la razón molar apropiada (paso 3) para obtener los moles de la sustancia deseada. 1 .2 0 m o l C 2H 5O H X 1

3 mol O, , „ H r i T j = 3 .6 0 m o l 0 2

(re sp u e sta )

I

C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je Resulta conveniente anotar 1.20 mol debajo de C 2H 5O H en la ecuación, y ? m o l debajo de O 2.

EJE R C IC IO 11.2 Véanse los problem as 11.3 y 11.4.

(a) ¿Cuántos moles de CO 2 se producen al quemar 1.20 mol de alcohol etílico, C 2H 5OH? (b) ¿Cuántos moles de agua se producen al quemar 1.20 mol de alcohol etílico?

, 11.3} Cálculos con moles y masas Los cálculos estequiométricos referentes a cantidades de sustancias que reaccionan y productos de reacción se pueden efectuar en términos de moles, como se describe en la sección 1 1 .2, pero las cantidades de sustancias químicas se suelen expresar como masas (en gramos o kilogramos). Las conversiones entre masa y moles de una sustancia dada se describieron en el capítulo 9. Ahora podemos combinar estas conversiones de masa a moles con las conversiones de “moles de A” a “moles de B” descritas en la sección 11.2. Para llevar a cabo esta serie de conversiones, la masa de una de las sustancias (“gramos de A”) se convierte primero a “moles de A” con base en la masa molar (gramos por mol) de la sustancia A. Después, los “moles de A” se convierten a “moles de B” mediante una ra­ zón molar. Los moles de la segunda sustancia (“moles de B”) se pueden convertir de nuevo a “gramos de B” con base en la masa molar de la sustancia B. Esta serie de conversiones se sintetiza como sigue. Modelod ec onversionese stequiométricas: Gramosd e A ----- > Molesd e A ----- > Moles de B ----- > Gramos de B La Fig. 11.1 es un diagrama del tipo “mapa” que muestra la serie de conversiones por hacer, junto con los factores de conversión necesarios para efectuar estos cálculos estequiométricos. La secuencia de conversión de “gramos de A” a “gramos de B” se completa siguiendoe stas eried ep asos. C ó m o c o n v e r tir g r a m o s d e A a g r a m o s d e B

▼ Reflexiona ▼ detenidam ente ▼ paso a paso

F ig u ra 11.1

M a p a de las

co n v ersio n ese stequiom étricas. L o sf acto resd ec onversión ap arecen al lad o d e las flech as.

1. Obténu nae cuaciónq uímicab alanceada. 2. Anota la cantidad conocida de un sustancia, identificada como “gramos de A”, co­ mo punto de partida. (Puede ser cualquier reactivo o producto de la reacción.) 3. Convierte “gramos de A” a “gramos de B” empleando la masa molar de A como fac­ tor dec onversión. 4. Convierte “moles de A” a “moles de B” por medio de la razón molar (mol B/mol A) obtenidad el ae cuaciónq uímicab alanceada. 5. Convierte “moles de B” a “gramos de B” empleando la masa molar de B como fac­ tor dec onversión.

Enu np roblemar epresentativod ee stet ipo,l asconversionesa doptanl af ormag eneral Moles de A Moles de B Gramos de B „ , Gramos de A X —-------- -r— X ——— ——- X ——— , D = ? gramosde B Gramos de A Moles de A Moles de B Lam asam olar Lar azónm olar de A( invertida) convierte convierteg ramos molesd e A de A a moles de A. a moles de B.

_

Lam asam olar deB c onvierte molesd eB a gramos de B.

Estos ep ueder epresentare nf ormad ed iagramac omos igue: Por la masa Gram os de A

invertida

M o le s A

Moles de B .Moles de A

-

Por la maSa molar deB

) ----------------►

M o le s B

--------------------►

Gram os B

El ejemplo 11.3 ilustra el uso de esta serie de pasos para resolver cálculos estequiométricos de conversiones de “gramos de A” a “gramos de B”. EJEM PLO 11.3

Gramos d e A a gramos de B

¿Cuántos gramos de oxígeno gaseoso se necesitan para quemar 10.0 g de alcohol etíli­ co, C2H 5OH?L ae cuaciónq uímicab alanceadae sl as iguiente. C 2H5OH + 3 O 2(g)-> 2 CO 2(g) + 3 H 2O(g) S O L U C IÓ N

Este problema se ajusta a la forma

Plan: Gramos de A ----- >Moles de A ----- >Moles de B ----- >Gramos de B (alcohol)

(oxígeno)

■ PASO 1 Obténu nae cuaciónq uímicab alanceada.( Estae cuacións ec onoce.) ■ PASO 2 Anota la cantidad conocida de un sustancia, identificada como “gramos

de A”, como punto de partida. (En este problema se indican 10.0 g de C2H5OH comop untod ep artida.) ■ PASO 3 Plantea la conversión de “gramos de A” a “moles de A” empleando la

masam olard e Ac omof actord e conversión. 3 mol C2H5OH 10.0 g C 2H5OH X 4 6 0 C H OH

(incompleta)

■ PASO 4 Convierte los “moles de A” a “moles de B” mediante la razón molar (mol

B/mol A)o btenidad el ae cuaciónq uímicab alanceada. 3 mol C,HsOH 3 mol O, 10.0 g C 2H ,O H X 46 0c¡H sQ H X i m o i c ^ O H

■ PASO 5 Para convertir “moles de B” a “gramos de B”, usa la masa molar de B (oxígeno) como factor de conversión. Ahora, prosigue con los cálculos matemáticosc ona yudad eu nac alculadora. 10.0

1 mol C 2H 5O H ^ 3 mol 0 2 ^ 32.0 g O 2 mol X . , C_ H ^PiH x 11 mr>! C ^ H TT OH - TT X ------2 C5,H ,O H46.0 g C2H 5O H X 1 mol C 2H 5O H X 11 mol O2 (respuesta)

Así pues, se necesitan 20.9 g de oxígeno gaseoso para quemar totalmente 10.0 g de al­ cohole tílico. Tambiéns ep odríac alcularl osg ramosd eC O 2 y H2O que se producen. EJE R C IC IO 11.3

(a) ¿Cuántos gramos de CO 2 se pueden producir al quemar 10.0 g de alcohol etílico? (b) ¿Cuántos gramos de H2O se pueden producir al quemar 10.0 g de alcohol etílico? En el ejemplo 11.3, la cantidad de la sustancia de partida se indicó en gramos, pero si esta cantidad inicial se da en moles (“moles de A” en vez de “gramos de A”), simple­ mente se omite el primer paso de conversión de la secuencia G ra m esd eA ----- > Molesd e A ----- > Moles de B ----- > Gramos de B

I C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je A d vie rte que, independientem ente de las unid ad es que se em pleen para los m ateriales de partida y los productos finales, las cantidades de dos sustancias quím icas se podrán com parar sólo si se expresan como mo les.

De forma análoga, si se desea conocer los “moles de B” en vez de los “gramos de B”, simplementes eo mitee lp asof inald ec onversiónd el as ecuencia. I El ejemplo 11.4 ilustra una secuencia de conversión donde la cantidad de la sustan­ cia de partida se indica en moles, y la cantidad de la segunda sustancia se debe calcular eng ramos.

EJEM PLO 11.4

Moles d e A a gramos de B

Calcula cuántos gramos de sulfuro de plomo(II) se pueden oxidar con 5.22 mol de oxígenog aseoso,d ea cuerdoc onl ae cuacións iguiente. 2 PbS + 3 O 2(g)------>2 PbO + 2 SO2(g) La galena es la principal mena de plomo y es principalmente PbS. El PbS se transforma en PbO, que se introduce en un alto horno y se reduce a plomo metálico, Pb. S O L U C IÓ N

Este problema se ajusta a la forma Plan:

Moles de A ----- >Moles de B ----- >Gramos de B (oxígeno)

(PbS)

(PbS)

■ PASO 1 Obténu nae cuaciónq uímicab alanceada.( Estae cuacións ec onoce.) ■ PASO 2 Anota la cantidad conocida de un sustancia, identificada como “moles de

A”, como punto de partida. (En este problema se indica que 5.22 mol de oxígeno es elp untod ep artida.) ■ PASO 3 Plantea la conversión de “moles de A” a “moles de B” empleando la ra-

zónm olar( molB /mol A)o btenidad el ae cuaciónq uímicab alanceada. 5.22 mol O,

X

2 mol PbS —-----—— 3 mol 0 2

.. , . (incompleta)

■ PASO 4 Convierte los “moles de B” a “gramos de B” (PbS en este problema) me­

diante la masa molar de B como factor de conversión. A continuación, prosigue con losc álculosm atemáticosc ona yudad eu nac alculadora. 5.22 m o l0 2 X

2 mol PbS 3

^

^

X

329 g PbS : mpl p bs = 832 g Pbs

(respuesta)

Usando la ecuación química proporcionada, 832 g de PbS pueden oxidarse por 5.22 mol de O 2 .

(a) Con base en la información proporcionada en el ejemplo 11.4, calcula cuántos gramos de PbO puede producir la reacción. (b) Con base en la cantidad de O 2 que se indica, calcula cuántos gramos de SO2 se pro du cen.

Véan sel os problem as 11.5-11.14.

Cálculos con soluciones molares Los cálculos con cantidades de sustancias que reaccionan se pueden efectuar con rapi­ dez si todas las cantidades se expresan en moles (Sección 11.2). Estos cálculos también se pueden llevar a cabo cuando las cantidades químicas se expresan en gramos (Sección 11.3),p eros onn ecesariosm ásp asos. En muchas reacciones químicas, ya sea una o las dos sustancias químicas que reaccio­ nan se disuelven en agua (especialmente los ácidos, las bases y las sales solubles en agua) para formar una solución acuosa. En esta sección se describirán los cálculos estequiométri­ cos en los que intervienen soluciones acuosas. Se puede calcular el número de moles de la sustancia disuelta si se conoce la concentración de la solución en términos de molaridad (M, moles por litro) y también el volumen de la solución. I En los cálculos que siguen se conocen el volumen y la molaridad de una solución, y se debe calcular la cantidad en gra­ mos de una segunda sustancia. La secuencia de conversión es en este caso.

I

C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je Los cálculos básicos con molaridad, M, se estudiaron en la secció n 9.6.

Molaridadd e A

Volum en A (solución)

> Moles de A -— > Moles de B -— > Gramos de B

Por otra parte, si se conoce la masa de una sustancia química (“gramos de A”) y se debe calcular el volumen de una segunda solución (de molaridad conocida), la secuen­ cia de conversión es ahora Molaridadd eB

Gramos de A - — > Moles de A - — > Moles de B ■

Volum en B (solución)

La Fig. 11.2 muestra un “mapa” expandido de las conversiones estequiométricas con cantidades de soluciones medidas en volumen y con concentraciones en molaridades. En el ejemplo 11.5 se efectúan cálculos de este tipo.

F ig u ra 11.2

Gramos de B

C onversiones

esteq u io m étricasc on c oncentracionesm olares.L os factoresd ec o nversióna parecen

Por la masa molar de A invertida

Por la masa molar deB

razón molar moles de B Moles de B

molaridad deB ►

1

Volumen de solución A

Volumen de solución B

al lad o de las flechas.

EJEM PLO 11.5

Estequiometría con soluciones molares

Calcula cuántos mililitros de ácido clorhídrico, HCl(ac), 0.125 M reaccionarán total­ mente con 0.500 g de CaCO 3 contenidos en una tableta antiácida, de acuerdo con la ecuaciónq uímicas iguiente.( Fig.1 1.3.) -

2 HCl + CaCO 3>CaCl2 + H2O + CO2(g) Puesto que la cantidad química conocida se indica en gramos, y se debe calcular el volumen de solución de otra sustancia (de molaridad conocida), se empleará las ecuenciad ec onversións iguiente. S O L U C IÓ N

Molaridadd eB

Plan:

Gramosd e A ----- >Molesd e A ----- >Molesd eB

----------► VolumenB (solución)

■ PASO 1 Obténu nae cuaciónq uímicab alanceada.( Estae cuacións ec onoce.) ■ PASO 2 Anota la cantidad conocida de un sustancia, identificada como “gramos

de A”, como punto de partida. (En este problema se nos da 0.500 g de CaCO 3 como puntod ep artida.) ■ PASO 3 Plantea la conversión de “gramos de A” a “moles de A” empleando la F ig u ra 11.3

U n at ableta

masam olard e Ac omof actord ec onversión.

an tiácid aq uec o n tien ec arb o n ato d e calcio r eaccio n ac o n á cido clo rh íd rico ,o c onc u alq u ierá cido

1 mol CaCO, 0.500 g C aC 0 3 X 10Q Q g C aC 0 3

(incompleta)

d ele stó m ag o ,y l ib erad ió x id o d e carbono.

■ PASO 4 Plantea la conversión de “moles de A” a “moles de B” empleando la ra-

zónm olar( molB /mol A)o btenidad el ae cuaciónq uímicab alanceada. 1 mol CaCO,

2 mol HCl

0.500 g C aC O , X ]00 „ - C aC Q j X j m ol C aC Q j

(incom pleta)

■ PASO 5 En este problema se debe convertir “moles de B” a un volumen de solu­ I

C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je Expresa siem pre la m olaridad, M, de una solución com o m o l/L para hacer cálculos. Por ejem plo, 0.125 M son 0.125 m ol/L.

ción, “volumen de B”. Para llevar a cabo esta conversión se emplea la molaridad de la solución (0.125 M, que significa 0.125 mol/L), I pero se usa la forma invertida (1 L/0.125 mol de HCl) para que los términos se eliminen. Efectúa estos cálculos cona yudad eu nac alculadora. 1 mol CaCO, 2 mol HCl 0 .5 0 0 ^ G a e a 3 X 10 0 _0 g C aC 0 3 X 1 mol C aC 0 3 X 0.125 moHiCT

1 L de solución

= 0.0800 L de solución El volumen de HCl(ac) debe indicarse en mililitros, por lo que es necesaria una conversióna dicional. 1000 mL 0.0800 L de solución X ---- —— = 80.0 mL de HCl (ac)

(respuesta)

Así pues, 80.0 mL de la solución de HCl especificada reaccionarán con los 0.500 g de CaCO 3 del at abletaa ntiácida. EJE R C IC IO 11.5 Véanse los problem as 11.15-11.20.

(a) ¿Cuántos mililitros de HCl 0.100 M reaccionarán con 243 mg de CaCO3?

(b) Una tableta antiácida típica no contiene CaCO 3puro; contiene almidón, saborizante y otros ingredientes. Si 41.3 mL de HCl 0.206 M reaccionan con todo el CaCO 3 de una tableta, ¿cuántos gramos de CaCO 3 contiene la tableta?

11.5^ Cálculos de reactivo limitante Cuando se conoce la cantidad de uno de los reactivos, las razones molares obtenidas de la ecuación química (Sección 11.1) permiten calcular las cantidades estequiométricas de todas las demás sustancias que participan en una reacción determinada. Si hay exceso de uno de los reactivos, como suele ser el caso en muchos procesos químicos, se tiene un sobrante de esa sustancia una vez que la reacción se ha completado. El reactivo que se consume totalmente durante la reacción es el reactivo limitante. Se tiene un problema de reactivo limitante siem­ pre que se indican las cantidades de dos o más reactivos. Cuando hay más de lo necesario de un reactivo en particular, se dice que el reactivo está en exceso. Los problemas de reactivo limitante se parecen mucho a la preparación de empareda­ dos, la cual se ilustra en la Fig. 11.4. Supón que cada emparedado debe llevar 2 rebanadas de pan, 3 rebanadas de carne y 1 rebanada de queso. 2 rebanadas de pan + 3 rebanadas de carne + 1 rebanada de queso ^ 1 EMPAREDADO ¿Cuántos emparedados se pueden preparar si se tienen 6 rebanadas de pan, 12 rebana­ das de carne y 5 rebanada de queso? Una forma de averiguarlo consiste en tomar cada “reactivo” por separado y establecer el número máximo de emparedados que se pueden prepararc onl ac antidadd isponible. 1 emparedado 6 re b an a d a s d e p a n X r

— r — t — t ------------= 3 em p are d ad o s 2 re b an a d a s d e p a n r 1 e m p ared ad o

12 rebanadas de carne X - — ------- — ---------- = 4 em paredados

3 rebanadas de carne

5 re b an a d a s d e q u e so X

F ig u ra 11.4

1 e m p are d ad o - — ---------- — ---------------- = 5 em p are d ad o s 1 re b a n a d a d e q u eso

C uando preparas em paredados con pan, carne y queso, cualquiera de los ingredientes que

se term ine Limitará el núm ero de em paredados que puedes preparar, del m ism o m odo que el “reactivo lim itan te” restringe el núm ero de productos que se pueden form ar durante u n a reacción quím ica.

Cada emparedado debe llevar: 2 rebanadas de pan

Se tiene: 6 rebanadas de pan

Reactivo limitante

3 rebanadas de carne

12 rebanadas de carne

1 rebanada de queso

5 rebanada de queso

3 emparedados

3 rebanadas 2 rebanadas de carne en de queso en exceso

I C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je El reactivo lim itante no necesariam ente es aquél del cual se tiene la m enor cantidad, porque las pro porcio nes de los reac ti vos pueden no ser de 1 a 1.

Se tienen tres respuestas diferentes, pero sólo la más pequeña es la correcta. En este ca­ so se puede pensar que el pan es un reactivo limitante: nos limita a sólo tres empareda­ dos. La carne y el queso están en exceso. Hay carne suficiente para preparar cuatro emparedados, y el queso alcanza para preparar seis; pero en ambos casos no tenemos su­ ficiente pan, que es, por tanto, el reactivo limitante. Advierte que el reactivo limitante, como lo demuestra la analogía de los emparedados, no necesariamente es aquél del cual se tiene la menor cantidad. I Como ejemplo de reactivos limitantes en química, regresemos a la reacción del nitrógenoc onh idrógenoq uep roducea moniaco. N (g ) + 3 H 2(g)-----> 2 NH 3(g) Supón que tienes seis moléculas de H 2y una molécula de N2, y deseas conocer la cantidad máxima de amoniaco que se puede producir, como lo ilustra la Fig. 11.5. El modelo que ideamos para averiguar el número máximo de emparedados es análogo al método que em­ plearemos para establecer la cantidad máxima de NH 3que se produce. 6 moléculas de H,

^

2 moléculas de NH 3 ----- t-,—.— , TT = 4 moléculas de NH, 3 moléculas de H 2 3

X

2 molécula de N 2 X

1 moléculadeN2

moléculas de NH 3 = 2 moléculas de NH 3

En este caso el reactivo limitante es el nitrógeno, que forma la menor cantidad de pro­ ductos: nos limita a la formación de dos moléculas de amoniaco. El hidrógeno está en exceso. Si se aumenta la escala de las cantidades y se emplean moles, las proporciones son las mismas que cuando se trataba de moléculas. Así, si partimos de 6 mol de H 2 y 1 mol de N2, podemos calcular el número de moles de NH 3 ques ep roducen.

X - z -----

1 mol N,

X

^

2

F ig u ra 11.5

2 mol NH 3 = 4 mol NH, 3 mol N 2 3

6 mol H,

2 mol NH, —¡----- T m - = 2 mol NH, 1 mol N , 3

C u an d o s e f orm a

am o n iaco a p artir d e u n a m ezcla de unam o lécu lad eN 2 y seis de H 2, to d o el nitrógeno se consum e en la form ación ded osm o lécu lasd e am o n iaco .L asp ro p o rcio n esn o

y

cam b ian si se em p lean m o les. L ac an tid ad d en itró g e n o l im ita la can tid ad de am o n iaco q u e se p u e d e f orm ar.E ln itró g e n o e se l

De una mezcla de una molécula de N2 y seis de H2

Se forman dos moléculas de NH3 y sobran tres moléculas de H2

rea ctivo l im ita n te.E lh idró g eno estáp resen tee n e xceso.

J

J

Molécula de nitrógeno (N2) Molécula de amoniaco (NH,)

J

J

Molécula de hidrógeno (H2)

Una vez más, el nitrógeno es el reactivo limitante: nos limita a la formación de dos molesd ea moniaco.H ayh idrógenom ásq ues uficientep aral ar eacción;e stáe ne xceso. Cuando las cantidades que reaccionan se dan en gramos o litros, primero es necesario convertir estos valores a moles. A partir de ese punto los cálculos se apegan al modelo aquí expuesto. Debes reflexionar detenidamente en cada problema, pero te será útil seguir los modelos de los emparedados y del amoniaco al resolver problemas con reactivos limitantes. C á lc u lo s d e r e a c tiv o lim ita n te

1. Calcula en todos los casos la cantidad de producto que se forma (en moles o gramos)c onb asee nl ac antidadc onocidad ec adar eactivo. 2. Identifica el reactivo limitante. Es el reactivo que forma la menor cantidad de pro­ ducto. 3. La cantidad de producto que se puede formar durante la reacción es la que forma el reactivol imitante. Ahora que ya comprendes los conceptos que permiten resolver problemas con reactivos limitantes, efectúa los cálculos que se muestran en el ejemplo 1 1 .6 . EJEM PLO 11.6

Cálculos de reactivo limitante

Si se colocan 55.0 g de nitrógeno gaseoso en un recipiente de reacción junto con 55.0 g de hidrógeno gaseoso, determina cuál sustancia es el reactivo limitante y cuántos gramosd ea moniacog aseosop uedep roducire star eacción. N 2(g) + 3 H 2(g)------> 2 NH 3(g) S O L U C I Ó N La información proporcionada te permite saber que se trata de un problemad er eactivol imitante. ■ PASO 1 Con base en las cantidades indicadas en el problema, calcula cuántos gra­ mos de producto se forman a partir de cada reactivo.

C on el N 2:

1 m eE N , 2 m o lN H , 17.0 g N H , 5 5 . 0 ^ í 2 X 2g X l j a o H ^ X ] m o lN H j = 66 8 8 ^ 1 m olE L

C o n e lN 2:

55.0 g H j X

2 m o lN H , X

17.0 g N H , X T ^ T Ñ H ¡ “ = 309g N H 3

■ PASO 2 La menor cantidad de producto se forma con la cantidad de nitrógeno in­

dicada^ ort anto, el N 2 ese lr eactivol imitante. ■ PASO 3 La cantidad de producto que se forma es la menor cantidad de gramos

calculadae ne lp aso 66.8 g de NH3. (respuesta). EJE R C IC IO 11.6

Repite los cálculos descritos en el ejemplo 11.6, pero esta vez considera 55.0 g de nitrógenog aseosoy 1 0.0g d eh idrógenog aseosop arae stablecer (a) cuántos gramosd ea moniacos e pueden producir. (b) ¿Cuáls ustanciae se lr eactivol imitante?¿ Cuále stáe ne x ce so?

Rendimiento porcentual En el ejemplo 11.6 se estableció que se pueden producir 66.8 g de amoniaco gaseoso cuan­ do 55.0 g de nitrógeno, que es el reactivo limitante, reaccionan con una cantidad suficiente

▼ Reflexiona ▼ detenidam ente ▼ paso a paso

de hidrógeno gaseoso. Esta cantidad calculada de amoniaco, denominada rendimiento teó­ rico, es el rendimiento máximo que la reacción es capaz de producir. El rendimiento teórico se define con más precisión como la cantidad máxima que se puede formar de una sustancia durante una reacción cuando el reactivo limitante reacciona en su totalidad, con­ forme a la ecuación química. Cuando se llevan a cabo reacciones químicas en el laboratorio y en actividades de fa­ bricación, es muy difícil obtener el 100% de rendimiento teórico. Esto se debe a varios factores, entre ellos a la reacción incompleta del reactivo limitante, condiciones de reac­ ción no ideales, reacciones reversibles, la formación de productos de reacción no busca­ dos y pérdidas de producto al transferir de un recipiente a otro. La cantidad de producto (por lo regular en gramos) que se obtiene de la reacción se le llama rendimiento real. El rendimiento porcentual de una reacción se obtiene dividiendo el rendimiento reale ntree lr endimientot eóricoy m ultiplicandop or 1 00%,c omoa quís em uestra. Rendimiento real ñ — t -—=— . . - •— X 100% = Rendimiento porcentual Rendimiento teonco En el ejemplo 11.6 se calculó un rendimiento teórico de 66.6 g de amoniaco. Si la cantidad real de amoniaco obtenida al término de la reacción fue de 56.9 g, el rendi­ miento porcentuale s 56.9 g (rendimiento real) X 100% = 85.4% — — -=— ~7~. ;--------- 7^ 66.6 g (rendimiento teonco) El ejemplo que sigue ilustra los cálculos en los que intervienen masas y volúmenes der eactivos,e lr endimientot eóricoy t ambiéne lr endimientop orcentual.

EJEM PLO 11.7

Rendimiento teórico y rendimiento porcentual

(a) Calcula el rendimiento teórico de cloruro de sodio (en gramos) que produce la reacción de 20.0 g de NaHCO 3 con 50.0 mL de ácido clorhídrico 6 M, con base enl ae cuaciónq uímicas iguiente. NaHCO 3 + HCl(ac)----- >NaCl + H2O + CO 2(g) (b) ¿Cuál es el rendimiento porcentual si se obtuvieron 12.3 g de NaCl? S O L U C IÓ N

(a) Parar espondere stei ncisos es eguiránl osp asosq uea c ontinuacións ei ndican. ■ PASO 1 Calculal ac antidade ng ramosq uec adar eactivof ormaría.

Conr espectoa lN aHCO 3 (masac onocida): 20.0

1 mol NaHCO, 1 mol NaCl 58.5 g NaCl g^NaHCOj X 84 0 # íía H e 0 3 X ] m0lN aH C 03 X 1 mol NaCl - 13 9 g NaC1

Conr espectoa l HCl(ac)( volumenc onocido): 6 0.0500 W iC l(ac) X

moIHE X

1 mol NaCl

58.5 g NaCl

X lffie H fe C 1 - 1 7 .6 gN aC l

■ PASO 2 La cantidad más pequeña de producto la forma la cantidad de NaHCO 3

indicada;p ort anto elN aHCO 3 ese lr eactivol imitante.

■

PASO 3 El rendimiento teórico de NaCl es la cantidad menor en gramos calcula­ da en el paso 1: 13.9g ( rendimiento teórico).

(b) Cálculo delr endimientop orcentual. 12.3 g (rendimiento real) ■ . . . ■\ X 100% = 88.5% 13.9 g (rendimiento teonco) EJER CI C IO 11.7

Véan sel os problem as 11.21-11.26.

(a) ¿Cuál será el rendimiento porcentual si en el ejemplo anterior el rendimiento real es tan sólo 1.0 g mayor? (b) ¿Cuál será el rendimiento porcentual si en el ejemplo anterior el rendimiento real es de 11.8 g?

^ 1.7! Cambios de energía en las reacciones químicas La energía que se libera durante las reacciones químicas es una importante fuerza mo­ triz de éstas. Este cambio de energía ayuda a explicar por qué se llevan a cabo las reac­ ciones, pues éstas tienden a proceder hacia la formación de productos en un estado de menor energía. I Se aprovecha este principio fundamental cuando se quema gas natural 0 cualquier otro combustible. El componente principal del gas natural es el metano, CH4. Cuando esta sustancia se quema, consume oxígeno del aire y libera energía, al mismo tiempo que produce dióxido de carbono gaseoso y vapor de agua (un gas). Una forma de mostrar que se desprende calor durante la reacción consiste en escribir la pa­ labra calor en el lado derecho de la ecuación, como sigue. CH4(g) + 2 O 2(g)----- > CO2(g) + 2 H 2(g) + Calor Esta ecuación, sin embargo, no indica la cantidad de energía que se libera. Las can­ tidades de energía calorífica se expresan en ocasiones en la conocida caloría (cal) o en la kilocaloría (kcal), pero la unidad SI que se prefiere es el joule (J) o el kilojoule (kJ). 1 Estasu nidadess ei nterconviertenc onf acilidad.P ord efinición, 1 cal = 4.184 J 1 kcal = 4.184 kJ La magnitud del cambio de energía que ocurre durante una reacción está determi­ nado por las sustancias químicas presentes, las cantidades empleadas y también las con­ diciones en las que se lleva a cabo la reacción. Se puede escribir de nuevo una ecuación química dada para mostrar la cantidad específica de energía que se libera cuando se quema un mol de metano en la atmósfera (donde la presión es constante) a 25°C, don­ de el agua que se produce es un vapor. En estas condiciones, la combustión de 1 mol de CH4(g) consume 2 mol de O2(g) para formar 1 mol de CO2(g) y 2 mol de H2O(g), al mismo tiempo que libera 802 kJ (192 kcal). CH4(g) + 2 O2(g)----- > CO2(g) + 2 H2O(g) + 802 kJ El cambio de energía es mayor cuando el agua se produce en estado líquido, porque el vapor de agua contiene más energía que el agua líquida. CH4(g) + 2 O2(g)----- > CO2(g) + 2 H2O(1) + 890 kJ Se libera energía durante la combustión de metano, gasolina, alcohol y de todos los demás combustibles. Una reacción en la que se libera energía calorífica se califica como reacción exotérmica. Si se liberan otras formas de energía, la reacción es exergónica (Sección2 .7).

I C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je • Una im portante fuerza motriz de las reacciones es que éstas tienden a liberar energía y, de este modo, a form ar productos en un estado de m enor energía. • O tra fuerza motriz, la tendencia hacia el máximo desorden, conocida com o entropía, se analizará al final de esta sección.

I C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je La caloría y el jo u le ya se presentaron en la secció n 3 .13.

I C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je La electrólisis del agua se mencionó inicialm ente en la secció n 4.6 en relación con la ley de las pro po rciones definidas, y se de scrib ió con más detenim iento en la secció n 10.7 com o ejem plo de reacción de des com posi ción.

E l coefi ciente fraccio na rio se uti liza en este caso porque se desea d estacar el cam bio de energía co rresp on d ien te a un mol de agua.

Las reacciones endotérmicas son aquéllas que absorben o toman energía calorífica. Aunque la mayor parte de las reacciones son exotérmicas, algunas son endotérmicas. Las reacciones de este tipo requieren una aportación constante de energía mientras se llevan a cabo. Si la energía que se absorbe tiene otra forma, la reacción es endergónica. La des­ composición del agua por una corriente eléctrica proveniente de una batería o de otra fuente de corriente directa es un buen ejemplo de reacción endergónica. Este procedi­ miento se conoce como electrólisis del agua, I y es un método para producir oxígeno e hidrógeno gaseosos de gran pureza. Se necesitan 283 kJ (67.6 kcal) de energía para des­ componer 1 mol de agua. Los 283 kJ se muestran en el lado izquierdo de la ecuación. H20(1) + 283 kJ dcctr61isis> H2(g) + ’ 0 2(g) La reacción inversa, sin embargo, es exotérmica; en ella se libera precisamente la misma cantidad de energía. Cuando se enciende una mezcla de hidrógeno y oxígeno ga­ seosos, se forma agua y un fuerte estallido acompaña la liberación de energía. Con res­ pecto a la combustión de un mol de hidrógeno se puede escribir H2(g) + ¿ 0 2(g) ^

H20(1) + 283 kJ

La energía que se libera en una reacción exotérmica está relacionada directamente con la diferencia de energía química entre los productos y los reactivos. No nos interesa tanto la energía química de los reactivos o los productos como el cambio de calor de una reacción, conocido como cambio de entalpía (cuando la presión es constante) y que se representa como AH (A = cambio, H = entalpía). El cambio de entalpía de una reac­ ción, AH, es igual a la suma de las entalpías de los productos menos la suma de las entalpías de los reactivos. En una reacción exotérmica, la suma de las entalpías de los productos es menor que la suma de las entalpías de los reactivos. Por tanto, AH es un nú­ mero negativo. La reacción exotérmica de la combustión del hidrógeno. H2(g) + 20 2( g ) -----> H20(1) + 283 kJ suelee scribirsed ee stao traf orma,m ostrandoe lv alorn egativod e AH. F ig u ra 11.6

R eacción

exotérm ica entreh idrógenoy

H2(g) + { 0 2(g) ----- > H p d )

oxígenog aseosos.L ac ombustión delh idrógenoe su nar eacción exotérm ica: A H = —283 kJ. L a energía que el producto (agua) posee es m enor que la energía de los reactivos ;p ort anto, A H es negativo.

El valor de AH se aplica a la reacción tal como está escrita en moles; es decir, 1 mol de H2, 0.5 mol de O2 y 1 mol de H2O. La Fig. 11.6 muestra un diagrama de niveles de ener­ gía de esta reacción exotérmica. Advierte que el nivel de energía de los productos está por debajo del nivel de energía de los reactivos; el AH del ar eaccióne sn egativo. La combustión del hidrógeno es exotérmica; en cambio, la electrólisis del agua es una reaccióne ndergónicac onu n AH positivo.

Reactivos

h2 +

lo 2

H20(1) electr6M> H2(g) + j 0 2(g)

283 kJ

Producto H20

AH = +283 kJ

En la Fig. 11.7 se muestra un diagrama de niveles de energía de esta reacción endergónica, en la cual el nivel de los productos es más alto que el de los reactivos, y AH esp ositivo. Considera, como una importante aplicación biológica, la reacción de combustión del ag lucosa. C6H12O6(s) + 6 O2(g)-> 6 CO2(g) + 6 ^ O (g ) glu co sa

AH = —2540 kJ

Ya sea que se queme al aire libre o se metabolice en el interior de las células del cuerpo humano (o de cualquier otro organismo), un mol de glucosa (180 g) libera la misma cantidad de energía: 2540 kJ o 607 kcal (o 607 Calorías para quienes siguen una dieta). La reacción inversa se lleva a cabo durante la fotosíntesis, en las plantas verdes. Mediante una serie de reacciones, el dióxido de carbono y el vapor de agua reaccionan en presencia de clorofila para formar glucosa y oxígeno. La planta obtiene del Sol la energía necesaria para este proceso endergónico. Advierte una vez más que el valor de AH tienes ignoo puestoc uandol ar eaccións ei nvierte. 6 CO2(g) + 6 H2O(g)-> C 6H 12O 6 + 6 O2(g)

Productos H2 +

283 kJ

Reactivos H20

AH = + 2540 kJ

glucosa

F ig u ra 11.7

EJEM PLO 11.8

2® 2

L a d escom posición

del agua es una reacción endergónica:

C a m b io d e e n ta lp ia

A H = + 2 8 3 kJ. L a energía que los

Calcula lae nergía( enk ilojoules)q uel iberae lm etabolismod e1 0.0g d eg lucosa.

productos poseen es m ayor que la

Escribe la ecuación y el cambio de entalpía de la combustión de glucosa como se ha mostrado en esta sección.

S O L U C IÓ N

energía de los reactivos; por tanto, A H esp o sitivo .C uandos eu tiliz a unac orrientee léctricap ara sum inistrarl ae nergía,e lp roceso

C6H12O6 + 6 O2(g)----- > 6 CO2(g) + 6 H2O(g)AH = -2 5 4 0 kJ

sel lam ae lectrólisis.

De conformidad con esta ecuación, la combustión (o el metabolismo) de 1 mol de glu­ cosa (180. g) libera 2540 kJ. Se puede escribir este dato como factor de conversión. 2540 kJ liberados 1 mol de glucosa Ahora, inicia con la cantidad de glucosa en gramos y multiplícala por los factores de conversióna propiadosp arao btenerl ae nergía liberada. , w 1 mol de glucosa w 2540 kJ liberados 10.0g de glucosa X — --------------X - ¡ -----------r - , — .--------------- = 141 kJ 0 0 180. g de glucosa 1 mol de glucosa

(respuesta) r

V éan sel os problem as 11.27-11.32.

„

F ig u ra 11.8

EJER CI C IO 11.8

(a) Calcula la energía (en kJ) que se libera al quemar 12.0 g de glucosa. (b) Calcula la energía (en kJ) que se libera al quemar 0.150 mol de glucosa.

Cuando se rompe el

cierreh erm éticoi nternod el a com presaf ríaa plicandou n a f uerza, el nitrato de am onio de un com partim ientos em ezclac on ela guad elo troc ompartimiento. Conform ee ln itratod ea monio se disuelve, se absorbe calor y la

¿P o r q u é s e lle v a n a c a b o la s r e a c c io n e s ?

La tendencia de una reacción a llevarse a cabo depende en gran medida de los cambios de energía que se producen. Asimismo, sabemos por la prim era ley de la term odinámi ca que en las reacciones químicas no se crea ni se destruye energía. La fuerza motriz principal de la mayor parte de las reacciones químicas es el hecho de que las sustancias con mucha energía tienden a reaccionar para formar productos más estables y de menor energía, por lo cual se libera energía y la reacción es exotérmica. Si esto fuera cierto en todos los casos, todas las reacciones serían exotérmicas y todas tendrían un cambio de entalpía negativo, - AH. Sin embargo, algunos cambios endotérmicos ocurren espontá­ neamente, por sí solos, con un cambio de entalpía positivo (AH). Por ejemplo, en una compresa fría (Fig. 11.8) se disuelve en agua nitrato de amonio, el cual toma energía ca­ lorífica del agua y, con ello, reduce la temperatura del líquido. Este proceso es endotér­ mico. Cuando el hielo se funde y cuando el agua se evapora, sus moléculas toman calor

temperaturad el ac om presaf ría desciender ápidam ente.E step roceso ese ndotérm ico;p ort anto, A H es negativo.

C o n e x ió n co n e l a p re n d iz a je La com binación de las cantidades term odinám icas AH , A S y la tem peratura perm ite p re d e cir con exactitud cuáles reacciones se llevarán a cabo, pero un análisis más detenido de estos tem as queda fuera del alcance de este libro. Estos tem as son im portantes, sus im p licacion es son de gran alcance, y los estudiarás en cursos subsiguientes de quím ica y física.

de su entorno y alcanzan estados de mayor energía. También estos cambios son endotér­ m icos^ AH esp ositivo. ¿Por qué no todos los cambios son exotérmicos? La pieza que falta en el rompecabe­ zas, y que no se ha mencionado, es el desorden. La medida del desorden es una cantidad termodinámica llamada entropía, que se identifica mediante el símbolo S. Cuando más desorden tiene un sistema, tanto mayor es su entropía. Mucho más que la cantidad de en­ tropía de un sistema, nos interesa su cambio de entropía, que se representa como AS. Un AS positivo indica un aumento del desorden. Un AS negativo indica una disminución del desorden. De acuerdo con la segunda ley de la term odinám ica, la entropía del universo au­ menta todo el tiempo; no necesariamente en un pequeño rincón, sino en conjunto. Por ejemplo, tu casa o tu escritorio tiende a estar más desordenado: la entropía aumenta. Sin embargo, si te dedicas a poner de nuevo en orden las cosas, el desorden y la entropía del sistema (el escritorio) disminuyen. No olvides, empero, que la disminución del desor­ den de tu casa o tu escritorio fue posible sólo porque trabajaste en ello, y esto consume energía. Para hacer el trabajo metabolizaste alimento y generaste calor, que emitiste ha­ cia el aire. Así pues, para que en un área —el escritorio o la casa— la entropía disminu­ yese y el orden aumentase, fue necesario realizar trabajo; por tanto, la entropía debió aumentare no trap arte. La sustancia que se funde o evapora pasa de un estado de menor energía a uno de mayor energía, y AH es positivo, pero estos procesos se acompañan de un aumento del desorden, es decir, un aumento de entropía. Si se mezclan dos sustancias puras, o si se disuelve una sustancia en otra, la entropía aumenta. Si se lleva a cabo una reacción quí­ mica y hay más moles de gas en el lado de los productos de la reacción, la entropía au­ menta. Cuando se eleva la temperatura de cualquier sustancia, ya sea sólida, líquida o gaseosa, el movimiento molecular aumenta y también la entropía. Por el contrario, si se reduce la temperatura de una sustancia, el movimiento molecular disminuye, y con ello lae ntropía. En la naturaleza hay una tendencia general hacia el desorden. Cuando llevamos mine­ rales de un lugar a otro, los fertilizantes serían un buen ejemplo, y los dispersamos por todo el planeta, simplemente estamos ayudando a la naturaleza a aumentar la entropía. Cuando extraemos mena de hierro de una mina y la convertimos en automóviles que terminan en depósitos de chatarra, en esencia estamos ayudando la naturaleza a aumentar la entropía. Siempre que un sistema ordenado se torna menos ordenado, la entropía aumenta. Ya sea que consideremos la formación del Gran Cañón o el deslave de terrenos agrícolas hacia los ríos, veremos que son sistemas bien ordenados en los que el desorden aumenta. La entropía del universo aumenta todo el tiempo.

EJEM PLO 11.9

Cambios de la entropía

Indica si AS es positivo o negativo, y explica las observaciones siguientes en términos deu na umentoo d isminuciónd eld esorden. (a) El hielo seco (CO2 sólido)s ublimay s et ransforma enC O2(g). (b) Un mazo de cartas nuevo cae al piso y siempre queda más desordenado. (c) Elh ierros ee nmohece: Fe(s) + 3 O 2(g)----- > 2 Fe 2O 3(s) S O L U C IÓ N

(a) Las moléculas de CO2 en estado gaseoso están mucho más separadas y se despla­ zan con mayor rapidez, por lo que el desorden aumenta; AS esp ositivo. (b) El mazo de cartas nuevo está muy organizado. La energía de la caída desorganiza lasc artas. AS esp ositivo.

(c) Hay moléculas gaseosas como reactivos, pero no como productos; por tanto, los productos están más ordenados que los reactivos y AS es negativo. Por tanto, la fuerza motriz de esta reacción no es AS,s ino AH. EJE R C IC IO 11.9

V éan sel os problem as 11.33 y 11.34.

Indica si AS es positivo o negativo, y explica las observaciones siguientes en términos deu na umentoo d isminuciónd eld esorden. (a) Un tazón de vidrio se rompe con facilidad, pero es difícil armarlo y pegarlo de nuevo. (b) Una mezcla de sal y pimienta no se separa espontáneamente en montones indivi­ duales de sal y de pimienta. (c) El agua se evapora no obstante que el AH delp rocesoe sp ositivo.

Resumen del capítulo Los cálculos estequiométricos sirven para establecer las cantidades proporcionales de las sustancias químicas participantes en una reacción, cuando se tiene una ecuación química ba­ lanceada y se conoce la cantidad de uno de los reactivos o productos. Con los coeficientes numéricos de la ecuación química balanceada se escriben razones molares de todos los pares de sustancias que intervienen en la reacción. El número de moles de una sustancia sirve de base para calcular el número de moles de una segunda sustancia; estos er epresentac omos igue. Molesd e A ----- > Moles de B Para efectuar esta conversión, el número de moles de una sustancia dada se multiplica por la razón molar apropiada para obtener el número de moles de una segunda sustancia. Esta operaciónd ec onversióna doptal af ormag eneral

, , Moles de B „ , , _ Moles de A X— -z— — = ? moles de B Moles de A Si se conoce la masa de cualquiera de los reactivos o productos (gramos de A), la se­ cuencia de conversión para determinar la masa de cualquier otra sustancia participante en la reacción (gramos de B ) se escribe como sigue. Gramosd e A ----- > Molesd e A ----- > Moles de B ----- > Gramos de B Las eried ec onversionesa doptal af ormag eneral Moles de A Moles de B Gramos de B Gramos de A X -----------——- X ——— —— X —— — —— = ? gramos de B Gramos de A Moles de A Moles de B Si la cantidad de la primera sustancia se indica en moles en vez de gramos, simplemente se omite el primer paso de conversión de la secuencia. De forma análoga, si se desea expresar la cantidad final en moles, se omite el paso final de conversión de la secuencia. Si se conoce el volumen y la molaridad de una solución acuosa de la sustancia de partida,l as ecuenciaa doptal af ormag enerals iguiente. molaridad de A

Volumen de A ------------► Moles de A ----- > Moles de B ----- > Gramos de B Asimismo, “moles de B ” se puede convertir a “volumen de B” si se conoce la molaridad de la s o lu ción B . molaridad de B

Gramosd e A ----- > Molesd e A ----- > Moles de B ------------►Volumen de B

Al reactivo que se consume en su totalidad en una reacción se le llama reactivo lim itan­ te. El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que una reacción completa puede formar, con base en cálculos estequiométricos. El rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene finalmente luego de llevar a cabo una reacción. El rendimiento por­ centual de una reacción se calcula como sigue.

Rendimiento real -r.— t-—;— + + - •— X 100% = Rendimiento porcentual Rendimiento teórico El calor de reacción, o cambio de entalpía de una reacción, depende de las cantidades de las sustancias químicas que reaccionan. En una reacción exotérmica se libera energía calorífi­ ca; el cambio de entalpía tiene un valor negativo. En una reacción endotérmica se absorbe energía calorífica; el cambio de entalpía tiene un valor positivo. Para entender por qué se lleva a cabo una reacción, primero se examina el cambio de entalpía y la primera ley de la termodi­ námica. La mayor parte de las reacciones son exotérmicas. Sin embargo, de la segunda ley de la termodinámica se deduce la importancia de la entropía como fuerza motriz de las reacciones cuyos productos están apreciablemente más desordenados que sus reactivos. Independientemente de que nuestro interés se centre en la manufactura de plásticos, medi­ camentos, agentes limpiadores o fibras sintéticas; en la producción de metales a partir de sus menas; en la formación de gases contaminantes en la atmósfera; o en el metabolismo de los alimentos, todos estos procesos son estequiométricos. En todos estos procesos, como en cual­ quier otro cambio químico, intervienen cantidades de sustancias químicas y cambios energé­ ticos definidos. Durante los cambios químicos no se crea ni se destruye materia ni energía; por consiguiente, los cálculos estequiométricos nos permiten establecer las cantidades específicas en cues tión. E v a lú a t u c o m p r e n s ió n : r e p a s o y a u t o e v a l u a c i ó n 1.

Escribe razones molares de todos los pares de sustancias participantes en las reaccionesq uímicasd adas.[ 1 1 .1 ]

2.

Efectúac álculose stequiométricosd e“ molesd e A”a “ molesd eB ” .[ 11.2]

Efectúa cálculos de “moles de A” a “masa de B ” y de “masa de A” a “moles de B”. [11.3] 4 . Efectúac álculose stequiométricosc ons olucionesm olares.[ 11.4] 3.

5.

Identifica el reactivo limitante y calcula las cantidades de los productos de reacción conb asee nl asc antidadesc onocidasdes ustanciasq uím icas.[ 11.5]

6.

Calcular endimientost eóricosy r endimientosp orcentualesd er eacciones.[ 11.6]

7.

Calculac ambiosd ee nergíad er eaccionese xotérmicasy e ndotérmicas.[ 11.7]

8.

Explica, en términos de cambios de entalpía y de entropía, por qué se llevan a cabo lasr eacciones.[ 11.7]

T ér m i n o s c la v e caloría[ 11.7] electrólisis[ 11.7] entalpía[ 11.7] entropía[ 11.7] es te quio me tría [ in tro]

joule[ 11.7] primeral eyd el at ermodinámica[ 11.7] razónm olar[ 1 1 .1 ] reaccione ndotérmica[ 11.7]

reaccione xotérmica[ 11.7] reactivol imitante[ 11.5] ren di mien to p or cen tual [ 1 1 .6] ren di mien to r eal [ 1 1 .6] rendimientot eórico[ 1 1 .6]

segundal eyd el at ermodinámica[ 11.7]

P ro b le m a s c. de moles de HNO3 a moles de H 2O.

Razonesm olaresa partird ee cuaciones químicas 1 1 .1

d. de moles de NO a moles de HNO3.

Conr espectoa l ae cuaciónq uímicas iguiente 3NO2(g) + H2O (l)---- > 2 HNO3(ac) + NO(g) indical ar azónm olarq ues en ecesitap arac onvertir

1 1 .2

Conr espectoa l ae cuaciónq uímicas iguiente

Al2(SO4)3 + 3B a(NO3)2 ----- > 3B aSO4 + 2 Al(NO3)3

a. de moles de N O 2 a moles de HNO3.

indical ar azónm olarq ues en ecesitap arac onvertir

b. de moles de N O 2 a moles de NO.

a. de moles de Al2(SO4)3 a moles de BaSO4.

e. los gramos totales de reactivos y los gramos totales dep roductos.C omentat ur espuesta.

b. de moles de BaSO4 a moles de Al2(SO4)3. c. de moles de Ba(N O 3)2 am olesd e Al(NO3)3. d. de moles de Ba(N O 3)2 a moles de Al2(SO4)3.

1 1 .7

Cálculos de mol a mol 1 1 .3

2 C8H 18 + 25 O2 ----- > 16 CO2 + 18 H 2O

Con respecto a la reacción del problema 11.1, calcula eln úmerod e

calculae ln úmerod e a. moles de oxígeno necesarios para quemar 50.0 g de octano.

a. moles de HNO3 que se pueden producir a partir de 63.3 mol de N O 2.

b. gramos de oxígeno necesarios para quemar 50.0 g deo ctano.

b. moles de NO que se pueden producir a partir de 12.3 mol de N O 2.

c. moles de dióxido de carbono que se producen al que­ mar 50.0 g de octano.

c. moles de agua necesarios para producir 6.44 mol de h n o 3. d. motes de HNO3 que se pueden formar junto con 7.25 mol de NO. 1 1 .4

d. gramos de dióxido de carbono que se producen al quemar 50.0 g de octano. 1 1 .8

Con respecto a la reacción del problema 11.2, calcula eln úmerod e a. mo les de Ba SO4 que se pueden preparar a partir de 0.225 mol de Al2(SO4)3. b. moles de Al2(SO4)3 necesarios para preparar 3.30 mol de BaSO4.

calculae ln úmerod e a. moles de oxígeno necesarios para quemar 50.0 g de metanol.

c. mo les de Al (NO3)3 que se pueden preparar a partir de 0.750 mol de B a(NO3)2.

b. gramos de oxígeno necesarios para quemar 50.0 g de metanol.

d. mo les de Al2(SO4)3 que reaccionan con 9.33 mol de Ba (NO3)2.

c. moles de metanol que se deben quemar para produ­ cir 45.0 g de vapor de agua. d. gramos de metanol que se deben quemar para pro­ ducir 45.0 g de vapor de agua.

Con respecto a la reacción de neutralización ácido-base si guien te

1 1 .9

-

2 HCl(ac) + Ca(OH)2(s ) > 2 H2O + CaCl2(ac) y con 0.684 mol de HCl(ac), calcula

b. la cantidad máxima de agua, en gramos, que se puedef ormar.

Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando la azida de sodio sólida, N aN 3, se descompone y produ­ ce nitrógeno gaseoso, conforme a la ecuación química nob alanceada N aN 3(s)----- > Na(s) + 3 N 2(g)

a. la can ti dad má xi ma de Ca(OH)2, en gramos, que se consumed urantel ar eacción.

¿Qué masa de nitrógeno gaseoso produce la descompo­ sición rápida de 450. g de N aN 3?

c. la cantidad máxima de CaCl2, en gramos, que se puedef ormar.

El hidróxido de litio se puede utilizar en ambientes cerrados, como el del Transbordador Espacial y en los submarinos, para eliminar el CO2 gaseoso en exceso. Lae cuaciónq uímican ob alanceadae s

d. la cantidad de HCl, en gramos, que se consume durantel ar eacción.

LiOH(s) + CO2(g )----- > Li2CO3(s) + H2O(g)

1 1 .1 0

e. los gramos totales de reactivos y los gramos totales dep roductos.C omentat ur espuesta. 1 1 .6

Con respecto a la combustión del metanol, CH3OH (tambiénl lamadoa lcoholm etílico), 2 CH3OH + 3 O 2----- > 2 CO2 + 4 H2O

Cálculose stequiométricos con moles y masas 1 1 .5

Con respecto a la combustión del octano, C8H 18, pre­ sen te e n l a g a so li na,

Si un recipiente eliminador de CO2 contiene 250. g de LiOH(s), ¿qué masa de CO2(g) podrá absorber el reci­ piente?

Conr espectoa l ar eaccións iguiente 3 Mg + 2 H3PO4(ac)--->M f o ^ ^ a c ) + 3 H (g ) y con 0.482 mol de H 3PO4(ac),c alcula a. la cantidad máxima de Mg, en gramos, que se consumed urantel ar eacción. b. la can ti dad má xi ma de M g3(PO4)2, en gramos, que se puedef ormar.

1 1 .1 1

Los antiácidos comunes y los complementos alimenti­ cios de calcio que se emplean para prevenir la osteoporosis (un trastorno en el que ocurre un debüitamiento de los huesos) contienen carbonato de calcio. Una tableta de CaCO3 se disuelve en el jugo gástrico, que contiene ácido clorhídrico. La ecuación química no balanceada es CaCO3(s) + H C l(ac)------>

c. la cantidad máxima de hidrógeno gaseoso, en gra­ mos, que se puede producir.

CaCl2(ac) + CO2(g) + H O O )

d. la cantidad de H 3PO4, en gramos, que se consume durantel ar eacción.

¿Qué masa de HCl se necesita para que reaccionen total­ mente dos tabletas, cada una con 500. mg de CaCO3?

1 1 .1 2

El ingrediente activo de ciertas tabletas antiácidas es hidróxido de aluminio, Al(OH)3, que reacciona con el jugo gástrico (principalmente HCl). La ecuación no ba­ lan cea da e s Al(OH)3(s) + H C l(ac)->AlCl3(ac) + H2O(l) ¿Qué masa de HCl se necesita para que reaccionen total­ mente dos tabletas, cada una con 400. mg de Al(OH)3?

1 1 .1 3

400. mg de Al(OH)3, ¿qué volumen de jugo gástrico (en mililitros) se consume? HCl(ac) + Al(OH)3(s) ----- >AlCl3(ac) + H 2O(l)

Cálculosd er eactivos limitantesy r endimientos porcentua les 1 1 .2 1

Cuando se colocaron 20.0 g de Mg en un vaso de precipi­ tados con ácido clorhídrico, una vigorosa reacción produjo hidrógeno gaseoso, cloruro de magnesio y calor suficien­ te para calentar el vaso. El Mg metálico reaccionó total­ mente con un exceso del ácido.

2Al

c. Si el rendimiento real es de 32.2 g de AlBr3, ¿cuál es elr endimientop orcentual? 1 1 .2 2

a. Escribe una ecuación química balanceada de la reac­ ción.

5.00 g

c. ¿Cuántos gramos de H2SO4 se consumieron durante lar eacción?

Cuando el jugo gástrico, que equivale a HCl 0.1 M, reac­ ciona totalmente con una tableta antiácida que contiene 500. mg de CaCO3, ¿qué volumen de jugo gástrico (en mililitros) se consume? CaCO3(s) + H C l(ac)----- > CaCl2(ac) + CO2(g) + H 2O(1)

1 1 .2 0

Cuando el jugo gástrico, que equivale a HCl 0.1 M, reac­ ciona totalmente con una tableta antiácida que contiene

40.5 g

c. Si el rendimiento real es de 37.5 g de PBr3, ¿cuál es elr endimientop orcentual? 1 1 .2 3

El nombre común del etanol, C2H5OH, es alcohol etílico. Gran parte del etanol comercial se produce por la reac­ ción del eteno, C2H4, con agua. Si 80.0 kg de eteno re­ accionaron con 55.0 kg de agua, efectúa los cálcutos necesariosc onb asee nl ae cuacións iguiente. -

c 2h 4 + h 2o > C 2H5OH

1 1 .1 7

1 1 .1 9

6 B r2(1) ----- > 4 PBr3

b. ¿Cuál es el rendimiento teórico de PBr3?

En el problema 11.14c se calculó la cantidad de H2SO4, en gramos, que reaccionó con el Zn. ¿Cuántos mililitros de ácido sulfúrico 6.00 M se necesitarían para que reac­ cione todo el cinc metálico?

¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 3.00 M se nece­ sitarían para que reaccionen totalmente 10.0 g de cal, Ca(OH)2? La reacción de neutralización produce cloruro de calcio, CaCl2, y agua. 1 1 . 1 8 ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 1.00 M se ne­ cesitarían para que reaccione totalmente una tableta de leche de magnesia que contiene 310. mg de M g(OH)2? La reacción de neutralización produce cloruro de magne sio, M gCl2, y agua.

+

a. ¿Cuál sus tan cia es el reac tivo li mi tan te? (Mues tra los c ál cu los.)

Cálculos estequiométricos con soluciones molares

1 1 .1 6

Cuando se agrega un trozo de fósforo a bromo líquido, la reacción es espontánea y libera calor. Las cantidades de sustancias que se mezclaron se muestran debajo de los r eac tivos. P4

b. ¿Cuántos moles de H2(g)s ef ormaron?

En el problema 11.13c se calculó la cantidad de HCl, en gramos, que reaccionó con el Mg. ¿Cuántos milili­ tros de ácido clorhídrico 6.00 M se necesitarían para quer eaccionet odoe lm agnesiom etálico?

42.0 g

b. ¿Cuále se lr endimientot eóricod e AlBr3?

c. ¿Cuántos gramos de HCl se consumieron durante la reac ción?

1 1 .1 5

3 B r2(1) ----- > 2 AlBr3

a. ¿Cuál sus tan cia es el reac tivo li mi tan te? (Mues tra los c ál cu los.)

b. ¿Cuántos moles de H2(g)s ef ormaron?

Cuando se colocaron 20.0 g de Zn en un vaso de precipi­ tados con ácido sulfúrico, una vigorosa reacción produjo hidrógeno gaseoso y sulfato de cinc, y el vaso se calentó apreciablemente. El Zn metálico reaccionó totalmente.

+

4.00 g

a. Escribe una ecuación química balanceada de la reac­ ción.

1 1 .1 4

La reacción de aluminio metálico con bromo, un no metal líquido, es espontánea, es decir, no se necesita energía ex­ terna para iniciar la reacción. Las cantidades de sustancias que se mezclaron se muestran debajo de los reactivos.

a. ¿Cuál sustancia es el reactivo limitante? (Muestra los cálculos.) Sugerencia: Resuelve el problema em­ pleando gramos. Las cantidades en kilogramos y en gramoss onp roporcionales. b. ¿Cuále se lr endimientot eóricod ee tanol? c. Si el rendimiento real es de 125 kg de etanol, ¿cuál ese lr endimientop orcentual? 1 1 .2 4

El nombre común del metanol, CH3OH, es alcohol me­ tílico. La mayor parte del metanol se produce comercial­ mente por la reacción del monóxido de carbono, CO, con H2(g) a temperatura y presión elevadas. Si 72.0 kg de CO reaccionaron con 5.50 kg de H2, efectúa los cálcu­ los necesarios con base en la ecuación siguiente CO(g) + 2 H2(g )----- > CH3OHO) a. ¿Cuál sus tan cia es el reac tivo li mi tan te? (Mues tra los c ál cu los.)

b. ¿Cuále se lr endimientot eóricod em etanol?

2 C8HJ80) + 25 O2(g )------> 16 CO2(g) + 18 ^ O ( g )

c. Si el rendimiento real es de 39.5 kg de metanol, ¿cuál es elr endimientop orcentual? 1 1 .2 5

Con respecto a una mezcla de 15.0 g de aluminio metá­ lico y 30.0 g de Fe2O3(s), ¿cuál es el reactivo limitante, y cuántos gramos de hierro metálico se podrían formar conforme a esta ecuación, que cotresponde a la muy exotérmica reacción de termita?

AH = -5 4 6 0 kJ Compara esta energía con el valor calculado para 10.0 g de metano (Problema 11.29). 1 1 .3 1

2 Al(s) + Fe2O3(s )----- > 2 Fe(s) + Al2O 3(s) 1 1 .2 6

Con respecto a una mezcla de 12.0 g de aluminio metá­ lico y 54.0 g de Fe2O3(s), ¿cuál es el reactivo limitante, y cuántos gramos de hierro metálico se podrían formar conforme a est a ecuación, que corresponde a la muy exotérmicar eacciónd et ermita?

CaCO3(s) + 178 k J ------ > CaO(s) + CO2(g) 1 1 .3 2

2 Al(s) + Fe2O3(s )----- > 2 Fe(s) + Al2O3(s)

Este quio metría y cam bios de energía 1 1 .2 7

¿Cuál es la diferencia entre una reacción exotérmica y unar eaccióne ndotérmica?

1 1 .2 8

Define la entalpía. ¿Es positivo o negativo el valor del cambio de entalpía de una reacción exotérmica? Expli­ ca tur espuesta.

1 1 .2 9

Calcula el cambio de entalpía de la combustión de 10.0 g de metano, CH4, del gas natural. ¿Por qué es negativo el cambio de entalpía?

Compara esta energía con el valor calculado para 10.0 g de glucosa (Ejemplo 11.8). 1 1 .3 0

Calcula el cambio de entalpía de la combustión de 10.0 g de octano, C8H 18, de la gasolina. (El cambio de entalpía que se indica corresponde a la ecuación tal como está es­ crita, con 2 mol de octano.)

El óxido de calcio, CaO, llamado cal viva, se mezcla con agua para producir hidróxido de calcio, Ca(OH)2, cono­ cido como cal apagada. La cal apagada se emplea en el mortero y en la argamasa. Escribe de nuevo la ecuación siguiente en la forma que muestra el cambio de entalpía. Además, calcula el cambio de entalpía que tiene lugar cuando 1000. g de CaO se transforman en cal apagada. CaO(s) + H2O(1) ----- > Ca(OH)2(s) + 65.5 kJ

1 1 .3 3

Indica si la entropía aumenta o disminuye en los casos siguientes. a. See vaporaa gua. b. Seq uemag asolina( Problema1 1.30).

CH4(g) + 2 O2(g )------ > CO2(g) + 2 H 2O(g) A H = - 8 0 2 kJ

Se calienta carbonato de calcio, CaCO3, que proviene de piedra caliza, a alta temperatura en un horno para producir óxido de calcio, CaO. El CaO, llamado cal viva, está presente en el cemento. Escribe de nuevo la ecua­ ción siguiente en la otra forma que muestra el cambio de entalpía. Además, calcula el cambio de entalpía ne­ cesario para producir 1000. g de CaO.

1 1 .3 4

Indica si la entropía aumenta o disminuye en los casos siguientes. a. El agua se congela. b. Sed escomponep iedrac aliza( Problema 1 1.31).

© acción Estudiantes en

S í n t e s i s d e s u l f a t o d e c o b r e ( I I ) p e n t a h id r a t a d o Realiza esta actividad conforme a los pasos que se indican.

Materiales y reactivos • Balanza electrónica

• Espátula

• 1 vaso de precipitado de 50 mL

• 1 propipeta de 5 mL

• Parrilla de calentamiento

• 2 matraces Erlenmeyer de 50 mL

• Embudo Buchner microescala

• 2 tapones monohoradados

Materiales y reactivos (continuación) • Tubo en “ U”

• Tijeras

• 1 agitador de vidrio

• 1 par de guantes de cirujano

• Vidrio de reloj

• Baño de hielo

• Alambre de cobre

• Indicador universal

• Papel filtro

• Agua destilada

• Jeringa para filtración al vacío o bomba de vacío

• Cobre

• Pinzas de 3 dedos con nuez

• Ácido nítrico concentrado

• 1 probeta de 20 mL

• Ácido sulfúrico al 25 %

• 1 soporte universal

• Bicarbonato de sodio

• 1 pipeta de 5 mL

• Papel indicador de pH

• 1 pipeta de 1 mL

I. T r a t a m ie n t o d e l m a t r a z B

Procedimiento 1.

Coloca un tapón monohoradado en cada uno de los dos matraces Erlenmeyer y conéctalos mediante un tubo en “U”, como se muestra en la figura 1. En uno de los matraces agrega aproximadamente 20-25 mL de agua destilada y unas 3 o 4 gotas de indicador universal. M árcalo como “matraz A” .

2.

Pesa 0.63 g de cobre y colócalo en el matraz Erlenmeyer vacío del sistema. M árcalo como “matraz B” .

3.

Trabaja en la campana de extracción y ponte guantes de cirujano. Con ayuda de una pipeta y una propipeta, mide 5 mL de ácido sulfúrico al 25% y adiciónalos al matraz B, que contiene el cobre. Con mucho cuidado, agrega 1 mL de ácido nítrico concentrado. Espera 2 minutos, aproximadamente, y luego adiciona 1 mL de ácido nítrico más. R e g is t ra tu s o b s e r v a c io n e s . ______________________________________________________________________________________________________

A n o t a s i lo o b s e r v a d o e s u n c a m b io f ís ic o o q u ím ic o .

4.

Cuando detectes que el cambio ha concluido, coloca el matraz B, que contiene la reacción, en una parrilla de ca­ lentamiento en el número 2 (es muy importante que sea en este número) durante 3 a 4 minutos, como se observa en la figura 2. Cuida de que no se desconecte el sistema para seguir recogiendo los gases tóxicos en el matraz A. Puedes poner una base que soporte el matraz A para que los dos se encuentren al mismo nivel. ¿ Q u é c a m b io s o b s e r v a s ?

5.

Retira el matraz de la parrilla para que no se escape el gas o se rompa el sistema. E s c r ib e la e c u a c ió n q u ím ic a d e la r e a c c ió n q u e s e e stá lle v a n d o a c a b o .

F ig u ra 2.

6.

C alen tam ien to del sistem a

Matraz A

Deja enfriar el matraz a temperatura ambiente. Permite que los cristales de sulfato de cobre(II) pentahidratado se formen por lo menos 24 horas y regresa al día siguiente al laboratorio.

II. Tratamiento del matraz A 1.

Puedes realizar este paso fuera de la campana de extracción, pero con mucho cuidado. Cuando ya no se observen burbujas en el matraz, ni haya coloración del gas rojo, habrá terminado la reacción. Una vez que esto suceda, con ayuda de papel indicador determina el valor del pH y regístralo. p H (so lu c ió n )

E s c r ib e la r e a c c ió n d e l p ro d u c to q u e se fo rm ó .

2.

3.

En un vidrio de reloj, pesa 0.5 g de carbonato monoácido de sodio (bicarbonato de sodio) y, con una espátula, agrega un poco de este compuesto al matraz A. Hazlo con mucho cuidado, para que no se derrame el contenido del matraz por el exceso de CO2 producido. Continúa agregando un poco más del bicarbonato de sodio. Cuando observes que la solución vira de rojo a azul, verifica nuevamente el pH con ayuda del papel indicador y registra su valor. p H (so lu c ió n )

4.

Pesa la cantidad de bicarbonato de sodio que quedó en el vidrio de reloj y, por diferencia, determina lo que se utilizó. E s c r ib e la r e a c c ió n d e n e u t r a liz a c ió n .

a) Para cada uno de los reactivos y productos, escribe el nombre correcto según la nomenclatura de la IUPAC.

b) Balancea la reacción por el método de redox.

c) Realiza los cálculos estequiométricos de acuerdo con las cantidades utilizadas, identifica el reactivo limitante e indica la cantidad teórica del sulfato de cobre (II) pentahidratado por obtener y anótalos.

d) Explica qué ejemplos de la clasificación de la materia observaste: mezclas heterogéneas, mezclas homogéneas, compues­ tos y elementos.

e) ¿Qué puedes decir acerca de la solubilidad del sulfato de cobre (II) en agua: es altamente soluble o moderadamente solu­ ble? ¿El efecto de la temperatura tiene algún efecto en la solubilidad? ¿Es soluble en etanol?

f) ¿Por qué es importante neutralizar una mezcla antes de verterla al drenaje?

Gases

C O N T E N I D O 12.1

La atmósfera

12.2

Teoría cinética molecular

12.3

Presión atmosférica

12.4

Ley de Boyle: presión y volumen de los gases

12.5

Ley de Charles: volumen y tempe ratu ra de los gases

12.6

Ley de Gay-Lussac: pre sión y tempe ratu ra de los gases

12.7

Tempe ratu ra y pre sión normales

12.8

Ley combi nada de los gases

12.9

Ley de Avogadro: volumen y moles de gases

12.10

Volumen molar y den sidad de gases a TPE

12.11

Ley del gas ideal

12.12

Ley de Dalton de las pre siones parcia les

12.13

Este quiome tría de gases: una visión integral

Los globos de aire caliente comenzaron a atraer la atención hacia las propiedades de los gases en la década de 1780 a 1790. Los globos, alas delta, dirigibles y aviones continúan atrayendo nuestra atención hacia las sorprendentes propiedades de los gases, las cuales estudiaremos en este capítulo.

os gases que envuelven al planeta Tierra le dan un carácter único dentro de nues­ tro sistem a solar. Las naves espaciales terrestres han fotografiado la desolación de M ercurio desde pocos kilóm etros de altitud, y han m edido las altas tem peratu­ ras de Venus, que son tan elevadas que pueden fundir el plomo. Las fotografías tom adas desde el espacio nos han proporcionado incluso retratos m uy cercanos de las turbu len­ tas y aplastantes atm ósferas de Júpiter y Saturno. N i los datos atm osféricos ni los ex perim entos efectuados sobre la superficie de M arte han conseguido detectar la presencia de vida en ese planeta. D espués de estas investigaciones y de otras m ás, está cada vez m ás claro que el planeta Tierra, una pequeña isla verde y azul en la inm ensidad del espacio, está equi­ p ada de m odo singular p ara satisfacer las necesidades de la vida que lo habita. U no de los com ponentes indispensables del sistem a que sostiene la vida de la nave espacial Tierra es su atm ósfera, u na capa relativam ente delgada de gases que ro d ea y envuelve al planeta (Fig. 12.1).

L

Todos los gases, incluso el aire, obedecen a ciertas leyes físicas. En este capítulo se exam inarán algunas de estas leyes al m ism o tiem po que se estudian ciertas propiedades peculiares de los gases. E n particular, se estudiarán detenidam ente las relaciones en las que intervienen la presión, el volumen, la tem peratura y la cantidad de gas de una muestra.

La atmósfera E l delgado m anto de gases que envuelve nuestro plan eta se llam a a tm ó sfe ra . Es difícil m edir su profundidad, pues no term ina abruptam ente; el núm ero de m oléculas p o r u n i­ dad de volum en dism inuye gradualm ente a m edida que aum enta la distancia respecto a la superficie terrestre. Su lím ite es indefinido, pero el 99% de la atm ósfera está a m enos de 30 km de la superficie de la Tierra. I Si se com para la T ierra y su atm ósfera con una m anzana, la delgada capa de aire sería en proporción m ás delgada que la cáscara de es­ te fruto. E sa fina capa de aire es todo lo que nos separa del vacío del espacio, y nuestra provisiónd ea ire,q uee nu n t iem pos ep ensói nagotable,a horap arecee starl im itada. E l aire es tan familiar, y a la vez tan nebuloso, que resu lta difícil pensar en él com o m ateria. Pero es m ateria en estado gaseoso. Todos los gases, incluso el aire, tienen m a­ sa y ocupan espacio. Podem os estirar la m ano y tocar los sólidos y los líquidos, pero no podem os sentir el aire a m enos que sople el viento. M ás aún, el aire y la m ayor parte de loso trosg asess oni ncolorosy p ort antor esultani nvisibles. E l aire se com pone de una m ezcla de gases. E l aire seco contiene (en volum en) apro­ xim adam ente 78% de nitrógeno (N2), 21% de oxígeno (O2) y 1% de argón (Ar). La cantidad de vapor de agua varía h asta un m áxim o de alrededor de 4 %. Tiene otros com ­ ponentes en pequeña proporción, el m ás im portante de los cuales es el dióxido de car­ bono, C O 2. Se piensa que la concentración de dióxido de carbono en la atm ósfera ha aum entado, de 296 partes por m illón (ppm) en 1900, a su valor actual de m ás de 365 ppm. L o m ás probable es que continúe aum entando al quem arse m ás com bustibles fósiles (hulla, petróleo y gas). L a com posición de la atm ósfera se resum e en la tabla 12.1.

^ 2.^

Teoría cinética molecular

Se afirm a que el aire es una m ezcla de gases; pero, ¿qué son los gases? E n el capítulo 2 se com pararon som eram ente varias propiedades generales de los tres estados de la materia, pero cinco propiedades físicas im portantes de los gases se resum en com o sigue.

T a b la 12 .1

C o m p o s ic ió n d e l a a t m ó s f e r a s e c a d e l a T ie r r a Fórmula

Nitrógeno

N2

Oxígeno

Número d e moléculas por cada 10 0 0 0 moléculas 7 800

78.00%

2 100

21.00

Argón

O2 Ar

93

0.93

Dióxidod ec arbono

3

0.03

Todasl asd emás

—

4

0.04

Total

■

Porcen ta je en vo lu men

2C O

Sustancia

10 000

100.0%

Figura 12.1 La nave espacial Tierra con la desolada Luna en primer plano. I Conexión con el aprendizaje La atmósfera de la Tierra, constituida por alrededor de 5.2 X 1015 toneladas métricas de aire, parece ser única en cuanto a su capacidad pa ra soste ner la vida.

Conexión con el aprendizaje Imagina la Tierra del tamaño de una manza na. La fi na ca pa de ai re se ría más delgada que su cáscara.

1. L os gases no tienen form a n i volum en definidos; se expanden h asta ocupar todo el volum en del recipiente que los contiene y se ajustan a su form a. 2. L os gases son com presibles; se puede hacer que un gas ocupe un volum en m ucho m enora um entandol ap resión. 3. L a densidad de los gases es pequeña en com paración con los líquidos y los sólidos. P or ejem plo, la densidad del aire seco es de aproxim adam ente 0.00117 g/cm 3 a la presión y tem peratura am bientales. A m ed id a que la presión aum enta, tam bién lo hace la densidad del gas.

(a)

4. L os gases encerrados en un recipiente ejercen un a presión uniform e sobre todas las paredes del recipiente. N o ocurre lo m ism o con los líquidos; la fuerza que un líqui­ do ejerce sobre las paredes de un recipiente es m ayor al aum entar la profundidad, debidoa l asf uerzas gravitatorias. concentración de Br2

concentración de aire

(b)

iguales

(c) Figura 12.2 Los gases se difunden; es decir, tienden a fluir espontáneamente de una región de alta concentración a una de baja concentración. (a) Con la Llave cerrada no hay flujo. (b) Con la llave abierta, los gases fluyen de las regiones de mayor concentración a las regiones de menor concentración. (c) Con la llave abierta, el flujo neto es nulo una vez que se tiene una mezcla uniforme y las concentraciones son iguales.

Figura 12.3 Lasm oléculasd eu n gass onc omparablesa b olas de billar que se mueven al azar, rebotando unas con otras y en las bandas de la mesa.

5. L os gases se m ezclan espontánea y totalm ente unos con otros a presión constante, siem pre y cuando no se lleve a cabo un a reacción quím ica. E ste fenóm eno se llam a d ifu sió n (Fig. 12.2). Por ejem plo, si se deja salir am oniaco gaseoso en un rincón de una habitación, el am oniaco se difunde por to d a la habitación hasta que to d a tiene finalm enel am ism ac oncentraciónd elg as. E l com portam iento de los gases se explica en térm inos de la te o ría cinética m o ­ le cu la r (TCM ), o sim plem ente te o ría cinética. E sta teoría, al igual que la atómica, ofrece un m odelo con generalizaciones am plias acerca de las propiedades de la materia. L a teoría cinética m olecular perm ite visualizar y com prender el com portam iento de los gases, pero sus fundam entos también son aplicables a los líquidos y a los sólidos. L a teoría cinética m olecular trata los gases com o conjuntos de partículas individuales en rápido movim iento (de ahí el térm ino cinética). L a palabra partícula puede significar un átom o o una m olécula, según el gas de que se trate. Por ejemplo, las partículas de argón ga­ seoso, Ar, son átomos, pero las partículas de nitrógeno gaseoso, N 2, y de dióxido de carbo­ no, CO 2, son moléculas. A continuación se describen los supuestos básicos de este modelo, que explica el com portam iento de los gases.

T e o ría c in é ti c a d e lo s g a s e s 1. L as partículas del gas se m ueven de form a continua, ráp id a y al azar en línea rectay e n t odasd irecciones. E l m ovim iento de las partículas del gas se podría com parar con el de bolas en cons­ tante m ovim iento sobre una m esa de billar, rebotando sin cesar en las bandas y tam bién unas con otras (Fig. 12.3). Las m oléculas del aire tienen una velocidad m edia (rapidez de m ovim iento) de aproxim adam ente 500 m/s, equivalente a alrededor de 1 800 kilóm etros po r hora. E l m ovim iento al azar de las m oléculas ayuda a explicar la observación de que

los gases se expanden hasta llenar un recipiente cerrado, característica que se citó com o prim era propiedad física de los gases. 2. L as partículas de gas son extrem adam ente p equeñas y las distancias entre ellas son grandes. L a m ayor parte de una m uestra de gas es en realidad espacio vacío (Fig. 12.4). Para visualizar m ejor este hecho, considera un m ol de agu a (18.0 g). U n m ol de ag u a líquida ocupa 18.0 m L o 18.0 cm 3. C uando un m ol de agua en su punto de ebullición (100°C) se calienta lo suficiente p ara transform arse en vapor (un gas), su volum en aum enta a 30 600 cm 3. E l volum en se h a expandido por un factor de 1 700. E l núm ero de m o lécu ­ las no ha cam biado, pero el volum en sí. Si originalm ente las m oléculas de agua estaban en contacto, y si el volum en se expande por un factor de 1 700, ahora las m oléculas de vapor de agua deben estar m uy separadas unas de otras. E l concepto de la TCM de partículas dim inutas con grandes distancias entre ellas per­ m ite explicar la observación de que los gases se com prim en con facilidad. E sta caracterís­ tica se citó com o la segunda propiedad física de los gases. E l hecho de que la densidad de los gases es pequeña — la tercera propiedad física de los gases— tam bién se com prende si se piensa que las partículas son pequeñas y ocupan una reducida fracción del volum en total. M ás aún, el hecho de que los gases se difunden o m ezclan espontáneam ente — la quinta propiedad física de los gases— se explica en térm inos del rápido m ovim iento de partículas pequeñas que disponen de espacio suficiente para mezclarse. A dem ás de explicar las propiedades de los gases, la teoría cinética m olecular p er­ m ite entender la naturaleza no com presible de los líquidos y los sólidos. A diferencia de las partículas de un gas, las partículas individuales de los sólidos y los líquidos están en contacto unas con otras, lo que perm ite m uy poca com presión. 3. Con respecto a los gases, tanto las fuerzas gravitatorias com o las fuerzas de atraccióne ntrep artículasd eg asr esultani nsignificantes. Las partículas de un gas están separadas por distancias relativamente grandes y se mueven con rapidez; en consecuencia, las fuerzas de atracción son insignificantes. E l efec­ to de la gravedad sobre los gases es relativam ente pequeño, y sus partículas se m ueven hacia arriba, abajo y a los lados con facilidad. A diferencia de los líquidos y los sólidos, no caen al fondo del recipiente. Cualquier recipiente de gas está lleno en su totalidad. L a pala­ bra lleno no significa en este caso que el gas esté em paquetado de form a compacta, sino que está distribuido en la totalidad del volumen del recipiente. 4. C uando las partículas chocan unas con otras o con las paredes del recipiente, nos ep ierdee nergía;t odasl asc olisioness onp erfectam entee lásticas. E l térm ino p e rfe c ta m e n te elásticas significa que las partículas continúan chocando sin perder energía. L as partículas, en conjunto, no presentan tendencia alguna a perder ra ­ pidez ni a detenerse en un m om ento dado. U na bola que se m ueve aquí y allá sobre una m esa de billar es un buen ejem plo de m o­ vimientos relativos aunque no perfectam ente elásticos. L a bola rebota en varias bandas de la m esa y con otras bolas antes de detenerse. Si los choques fueran verdaderam ente elásticos — sin pérdida de energía— , la b o la nunca se detendría. L as colisiones de las partículas de un gas son perfectam ente elásticas. Si no lo fueran, la presión en el interior de un reci­ piente cerrado de gas a una tem peratura dada dism inuiría con el tiempo. E l bom bardeo continuo en todas las paredes del recipiente por parte de las partículas del gas perm ite com prender el hecho de que los gases ejercen una presión uniform e so­ bre todas las paredes del recipiente, fenóm eno que constituye la cuarta propiedad física de los gases.

Figura 12.4 De acuerdo con la teoría cinética molecular, las partículas de un gas se hallan en constante movimiento y rebotan en las paredes del recipiente que las contiene y a veces unas con otras.

5. L a energía cinética m edia es la m ism a en todos los gases a un a m ism a tem pe­ r a tu r a ^ v aríap roporcionalm entec onl at em peraturae n k elvin.

I Conexión con el aprendizaje La energía potencial, a diferencia de la energía cinética, es la energía al ma ce na da que las mo lécu las poseen co mo con se cuen cia de las fuerzas de atracción y repulsión existentes dentro de las moléculas, en es pe cial las de bi das a los en laces quí micos.

L a e n e rg ía c in é tic a (E.C.) es la energía que las m oléculas poseen en virtud de su m ovim iento. I L os gases ligeros, com o el hidrógeno y el helio, tienen la m ism a energía cinética que los gases pesados, com o el cloro y el dióxido de carbono, a un a m ism a tem ­ peratura. L os gases de m asa m ás pequeña se m ueven con m ás rapidez que los gases de m asam ayor. C uanto m ás alta es la tem peratura de las partículas del gas, m ayor es la rapidez con que se m ueven las partículas. Sin em bargo, en un a m u estra individual cualquiera alg u ­ nas partículas se m ueven m ás aprisa que las otras; la tem peratura K elvin es p roporcio­ nal a la energía cinética m ed ia de las partículas del gas. L a energía cinética de las partículas se describe con m ás precisión p o r m edio de una ecuación m atem ática según la cual la E.C. es igual al producto de la m itad de la m a­ sa (m) por la velocidad al cuadrado (u2).E stae cuacións ee scribec om os igue. E.C. = j m u

2

2

D e acuerdo con esta ecuación, si la m asa es constante todo cam bio de energía ci­ nética debe estar relacionado con un cam bio en la velocidad de las partículas del gas. El oxígeno, po r ejem plo, tiene una m asa m olar constante de 32.0 g/m ol. L a energía cin éti­ ca del gas es proporcional al cuadrado de la velocidad de sus partículas.

UNA MIRADA CERCANA U n id a d e s d e p re s ió n d e u n g a s Existen varias unidades de presión para los gases. Se definirá ca­ da unidad en términos de exactamente 1 atmósfera de presión, 1 atm, que es la presión promedio al nivel del mar. Una presión de 1 atm es igual a la presión que ejerce una columna de mercurio de 760. mm (760. mm Hg) o 760. torr. 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr En Estados Unidos los informes meteorológicos suelen indicarl ap resióna tmosféricae np ulgadasd em ercurio. 1 atm = 29.9 pulg Hg En general, los ingenieros emplean libras por pulgada cuadrada 1 atm = 14.7 lb/pulg2 La unidad SI de presión que se prefiere, y que está teniendo un uso cada vez más extendido, es el pascal (Pa). 1 atm = 101 325 Pa = 101.325 kPa Un pascal es una presión equivalente a la fuerza de 1 newton (N) por metro cuadrado. (Un newton es la fuerza que, aplicada a una masa de 1 kg, imparte a esa masa una aceleración de 1 m/sd urantec adas egundo.)

Un barómetro aneroide se calibra para obtener lecturas confiables de presión atmosférica ajustando un tornillo de la parte trasera, de modo que las lecturas del barómetro coincidan con las presiones indicadas por la oficina meteorológica de la localidad. En general, se espera buen tiempo cuando la presión va en aumento o es constante en alrededor de 30 pulgadas de mercurio. Es de esperar que llueva cuando la presión barométrica comienza a descender. La lluvia o las tormentas suelen ser precedidas por una caída rápida de la presión.

\ _______________________________________________________________________________________________________________ /

Aquí no hay aire

Altura de la columna de mercurio

Figura 12.5 (a)R epresentación esquemáticad eu nb arómetro dem ercurio.( b)B arómetrod e laboratorioc ientífico. E s tiem po de unir las piezas del rom pecabezas. C onform e la tem peratura de un gas aum enta, las partículas se m ueven m ás aprisa. E sta m ayor rapidez, com o lo indica la ecuación, da po r resultado un aum ento de la energía cinética de las partículas, que b o m ­ bardean las paredes del recipiente con m ayor frecuencia. C uando el bom bardeo sobre las paredes del recipiente es m ás frecuente, la presión aum enta. Si se tiene un núm ero determ inado de partículas de gas en un recipiente cerrado, la presión aum enta con la tem peratura. L as unidades de presión se definen en la sección 12.3 y en el recuadro de la página 342. (V éanse los problem as 12.1-12.14.)

Q

Presión atmosférica

L as m oléculas del aire rebotan constantem ente en las personas. E stas m oléculas son p e­ queñísim as, y por eso no se siente su im pacto individual. D e hecho, a altitudes ord in a­ rias no sentim os que las m oléculas de gas em pujen nuestro cuerpo p orque las m oléculas de gas del interior del organism o tam bién em pujan h acia afuera con la m ism a fuerza. Sin embargo, cuando la altitud cam bia con rapidez al subir en auto por una m ontaña, o al subir en un ascensor hasta el últim o piso de un edificio alto, los oídos chasquean porque hay m enos m oléculas afuera, em pujando hacia adentro, que adentro em pujando hacia afue­ ra. U na vez que se alcanza la cim a de la m ontaña o del edificio, la presión se iguala dentro y fuera del oído, y ya no se producen chasquidos. L a vida m arina del fondo del océano se ha acostum brado a vivir en un am biente donde la presión es m uy grande. Incluso quienes estam os en la superficie del planeta vi­ vim os en el fondo de un océano (de aire). Tam bién estam os habituados a vivir en un m e­ dio donde la presión — llam ada presión atm osférica— es considerable debido a este m anto de aire. L a p re sió n a tm o sfé ric a se define com o la fuerza total que las m oléculas de aire ejercen sobre cada unidad de área. E sta fuerza se debe a la atracción que la Tie­ rra ejerce sobre la colum na de aire que se extiende desde la superficie terrestre hasta las m oléculasm áse xterioresd el aa tm ósfera. L a p re sió n se define com o la fuerza que se ejerce por unidad de área. „ .„ Fuerza Presión = — -----Area L a presión de la atm ósfera se m ide por m edio de un dispositivo llam ado b a ró m e tro . El tipo m ás sencillo de baróm etro consiste en un tubo de vidrio de alrededor de 1 m de largo y cerrado por un extremo. Este tubo se llena de m ercurio y se invierte en una vasija poco

(b) Conexión con el aprendizaje Error muy extendido: En ocasiones se dice que el aire es “más delgado” a grandes altitudes, pero lo que se quiere decir en realidad es que hay menos mo lécu las por uni dad de vo lumen.

Véanse los problemas 1 2 .15 -1 2 .2 2 .

profunda que contiene m ercurio (Fig. 12.5). A l principio, parte del m ercurio sale del tubo, pero no todo, sino sólo hasta que la presión ejercida por el m ercurio que aún está dentro del tubo iguala la presión que la atm ósfera ejerce sobre la superficie del m ercurio que es­ tá en la vasija. Se podría decir que el m ercurio intenta salir por efecto de la gravedad al m ism o tiem po que la presión del aire lo em puja de nuevo hacia adentro. E n cierto punto se alcanza un equilibrio (un estado en donde am bas fuerzas están balanceadas). L a presión del aire se determ ina m idiendo la altura del m ercurio en el tubo (es d e­ cir, la diferencia entre los niveles de m ercurio dentro y fuera del tubo). E sta diferencia de altura suele expresarse en m ilím etros o pulgadas de m ercurio, p ero tam bién se empleano trasu nidadesd ep resión equivalentes. E l m ercurio es un líquido m uy denso (13.6 g/cm 3); es 13.6 veces m ás denso que el agua. E n prom edio y al nivel del m ar, un a colum na de m ercurio de 760. m m de altura ejerce sobre la superficie del líquido de la vasij a un a fuerza (por unidad de área) de igual m agnitud que la fuerza de la atm ósfera sobre la superficie del líquido. E s p o r ello que se dice que la presión atm osférica m ed ia al nivel del m ar es de 760. m m H g. E sta presión se define com o una a tm ó s fe ra (atm ), y es la que se utiliza com o patrón de refe­ rencia, por lo cual se le llam a p re sió n e s tá n d a r. A la unidad de presión m ilím e tro s de m e rc u rio (m m H g) tam bién se le llam a t o r r en honor del físico italiano del siglo x v i i E vangelista T orricelli,i nventord elb aróm etrod em ercurio. 1 atm = 760. m m Hg = 760. torr

Ley de Boyle: presión y volumen de los gases

Figura 12.6 Robert Boyle (1627-1691) nació en Irlanda. Inventó una bomba que utilizó para evacuar recipientes, y demostró que no es posible producir sonidos en el vacío. Se le recuerda especialmente por sus experimentos con los que demostró que el producto de la presión por el volumen es igual a una constante (ley de Boyle).

L a relación entre el volum en y la presión de un gas fue establecida p o r prim era vez en 1662 por el quím ico y físico irlandés R obert B oyle (Fig. 12.6). P or m edio de un ap ara­ to con un tubo en form a de J, com o el que se m uestra en la Fig. 12.7, B oyle encontró que el volum en de una m uestra de gas encerrado dism inuye conform e la presión extern aa um entac uandol at em peraturas em antienec onstante,e sd ecir,s inc am bio. C ada vez que se agrega m ás m ercurio al extrem o abierto del tubo en J (Fig. 12.7), la presión que se ejerce sobre la pequeña m uestra de gas aum enta y el volum en de la m uestra dism inuye. E n un m om ento dado, cuando se h a agregado el m ercurio suficien­ te para duplicar la presión, se encuentra que el volum en del gas se h a com prim ido a la m itad de su valor original. M ás aún, cuando se triplica la presión externa, el volum en de una m uestra de gas se red u ce a un tercio, y cuando se cuadruplica la presión, el volum en

Figura 12.7 Una forma de demostrar la ley de Boyle consiste en agregar mercurio líquido al extremo abierto de un tubo en forma de J. Conforme la presión aumenta por la adición de mercurio, el volumen de la muestra de gas encerrada disminuye. Existe una relación inversa entre la presión y el volumen; cuando uno aumenta, el otro disminuye. Gas encerrado

12.4 • Ley de Boyle: presión y volumen de los gases |

345

4 atm

Figura 12.8 Diagrama quei lustrae l efectod ed iferentes presioness obree lv olumen de un gas.

-.i o * > *» 1 L

0.5 L

0.25 L

del gas dism inuye a la cuarta parte de su valor original (Fig. 12.8). E ntre el volum en y la presión existe una relación inversa: un com ponente dism inuye cuando el otro aum enta. E n la Fig. 12.9 se m uestra una gráfica de datos experim entales de los cam bios de presión y volum en que sufre una m uestra determ inada de gas a tem peratura constante. O bserva la form a de la curva correspondiente a esta relación inversa. R obert Boyle dem ostró que la relación inversa entre la presión y el volum en se aplica a todos los gases. L a ley que expresa esta relación lleva su nom bre en su honor.

L ey d e B oyle: a tem peratura constante, el volum en, V, que ocupa un a m uestra de gas esi nversam ente proporcionala l ap resión, P.

^ 00 p -

(cont em peraturay m asac onstantes)

E l sím bolo a significa “es proporcional a” . L a expresión m atem ática de la ley de Boyle se lee “es proporcional a 1 sobre P ” . E sto significa que V es inversam ente proporcional a P . L a proporción inversa se transform a en una ecuación incluyendo un a constante de proporcionalidad, k.

Figura 12.9 Cuando la presión aumenta de 1 a 2 atmósferas, el volumen disminuye de 60 a 30 mL. Compara los volúmenes a 3 y 6 atm de pre sión.

0

1

2

3

4

Presión (atm)

5

6

7

k v

=

p

M ultiplicandoa m bosl adosp or P seo btiene PV = k É sta es una form a elegante y precisa, si bien un poco abstracta, de resum ir una gran canti­ dad de datos experimentales. Para que el producto de P por V sea una constante, V debe dis­ m inuir cuando P aum enta y viceversa. E sta ecuación resultará aún m ás útil si se considera el caso en el que una m uestra específica de gas con un volum en V1 se com prim e a un volu­ m en m ás pequeño, V2. L a presión inicial, P 1, aum enta a un nuevo valor, P 2. Para definir las condiciones iniciales y finales podem os escribir dos ecuaciones. P 1V1 = k P 2 V 2 = k2 E n tanto se utilice la m ism a m u estra de gas encerrado a un a tem peratura constante, k será igual a k2, y el producto de la presión inicial por el volum en inicial será igual al producto de la presión final por el volum en final. P or consiguiente, se puede escribir la útil ecuación siguiente, que representa la ley de Boyle. P 1V1 = P 2V2 D espejandod ee stae cuacióne lv o lum enf inals eo btiene

E s decir, cuando se m odifica la presión de u na m uestra de gas, el nuevo volum en se calcula m ultiplicando el volum en inicial p o r el cociente de los dos valores de presión. Si la presión final es m ayor que la presión inicial, el volum en debe dism inuir; por tanto, se debe m ultiplicar el volum en original p or un cociente de las presiones cuyo valor sea m e­ no r que 1: aquél en el que el num erador, P 1, es m ás p equeño que el denom inador, P 2. En cam bio, si la presión final es m enor que la presión inicial, el volum en debe aum entar y el cociente de presiones debe tener un valor m ayor que 1: aquél en el que el num erador, P 1, es m ás grande que el denom inador, P 2. Si se conocen V1 y V2, la presión final se calcula m ultiplicando la presión inicial pore lc ociented ev olúm enesa propiado.

I Conexiones con el mundo real Algu nas apli ca cio nes de la ley de Boy le son: • una bomba manual para neu máti cos. • la compresión de los cilindros de un motor. • aspirar y expirar. Cuando la caja to rácica se mueve pa ra reducir el volumen de gas en los pulmones, la presión del gas aumenta.

C on respecto a todos los cálculos que tienen que ver con la ley de Boyle, recuerda que el cociente de presiones o de volúm enes que se necesita es el que m antiene la proporcióni nversa.

U n m o d e l o d e l a l e y d e B o y le E n general, es m ás fácil com prender un principio específico si se puede pensar en un ejem plo conocido — un m odelo— que dem uestre el principio. U n a bom b a p ara n eu m á­ ticos de bicicleta dem uestra eficazm ente la ley de Boyle. C uando se reduce el volum en de gas dentro del cilindro de la bom ba em pujando el ém bolo, la presión del gas aum en­ ta (Fig. 12.10). I

Para visualizar lo que ocurre en el nivel m olecular durante un cam bio de presión y vo­ lum en en una m uestra fija de gas, piensa en los gases com o los describe la teoría cinéti­ ca m olecular. U na m uestra de gas en un recipiente ejerce cierta presión porque las partículas rebotan contra las paredes a un cierto ritm o y con una fuerza determ inada. Si se reduce el volum en del recipiente, las partículas recorrerán distancias m ás cortas an ­ tes de golpear las paredes. A dem ás, el área de las paredes dism inuye conform e el volu­ m en aum enta, por lo que cada unidad de área es golpeada p o r m ás partículas p o r unidad de tiem po. E n térm inos m ás sencillos, cuando el núm ero de golpes por segundo aum en­ tad a presiónt am biéna um enta. L os ejem plos siguientes se refieren a cálculos de la ley de Boyle. Al resolver proble­ m as relacionados con la ley de Boyle se pueden em plear cualesquiera unidades de presión y volum en que resulten apropiadas, siem pre y cuando se em pleen las m ism as unidades tanto en las condiciones iniciales com o en las finales.

E J E M P L O 12 .1

Ley de Boyle

U n cilindro de oxígeno tiene un volum en de 2.00 L. L a presión del gas es de 1470 lb/pulg2 a 20°C. ¿Q ué volum en ocupará el oxígeno a la presión atm osférica norm al (14.7 lb/pulg2), suponiendo que la tem peratura no cambia? SOLUCIÓN Prim ero,h azu nal istad el asc ondicioneso riginalesy f inales.

Inicial

Final

P 1 = 1470l b/pulg2 P 2 = 14.7l b/pulg2 V = 2.00 L V2 = ? L

L a sustitución directa de estos valores en la ecuación de la ley de Boyle es un m étodo para establecer el volum en final. También se puede em plear el m étodo de razonam iento, que es com o sigue. Se pide el volumen que resulta cuando la presión cam bia de 1470 lb/pulg2 a 14.7 lb/pulg2. Se ha reducido la presión; por tanto, el volumen debe aumentar. A nota el volum en inicial (2.00 L) y multiplícalo por una fracción com puesta de las dos presiones. Para que la fracción sea m ayor que 1 (a fin de que el volumen aumente), coloca el valor de presión m ás grande en el num erador (arriba). 1470 lb/pulg2 V~ = 2.00 L X — — r = 200. L 2 14.7 lb/pulg2

(respuesta)

E J E R C IC IO 12 .1 (a) U n tanque de helio gaseoso tiene un volum en de 12.0 L y una presión de 260. lb/pulg2. ¿Cuál sería el volumen de este gas a 1 atm (14.7 lb/pulg2)? (b) U n tanque de oxígeno tiene un votum en de 2.50 L y un a presión de 5.00 atm. ¿C uál sería el volum en de oxígeno a 1 atm?

L a com presibilidad de los gases perm ite guardar grandes cantidades de gas en un tanquepe queño.

E J E M P L O 12 .2

Ley de Boyle

U n a cápsula espacial está equipada con un tanque de aire cuyo volum en es de 0.100 m 3. E l aire está a una presión de 100. atm. D espués de una cam inata espacial, durante la

P2V2 Figura 12.10 Una sencilla bomba para neumáticos de bicicleta pone de manifiesto la ley de Boyle. Un aumento de presión de P 1 a P2 provoca una reducción del volumen de V1a V2. Existe una relación inversa entre la presión y el gas.

cual la p resión de la cabina se reduce a cero, se cierra la cabina y se llena con el aire del tanque. ¿C uál será la presión final si el volum en de la cápsula es de 12.5 m 3? SOLUCIÓN Prim ero,h azu nal istad el asc ondicioneso riginalesy f inales.

Inicial

Final

P 1 = 100. atm

P 2 = ? atm

V1 = 0.100 m3

V2 = 12.5 m3

Puesto que el volum en en el que el aire está confinado aum enta, la presión debe disminuir. A nota la presión inicial, 100. atm, y m ultiplica esta presión p o r un a fracción com puesta de los dos volúmenes. Con estos volúmenes, en m etros cúbicos, form ula un m ultiplicador que sea una fracción con un valor m enor que 1 (la presión dism inuye). 0.100 m 3 P 0 = 100. atm X ———— z- = 0.800 atm

12.5 u r

(respuesta)

R evisa tu t rabajo.E ne step roblem a, P 2 debe ser m enor que P 1. E J E R C IC IO 12 .2 Véanselos problemas 1 2 .23-1 2 .30.

(a) U n globo meteorológico está lleno de helio gaseoso. E n el suelo, donde la presión at­ m osférica es de 740. torr, el volumen del globo es de 10.0 m 3. ¿Cuál será la presión cuando el globo alcance una altitud de 5300 m , donde su volumen es de 20.0 m 3, su poniendo que la tem peratura es constante? (b) Si el globo m eteorológico a una presión de 740. torr y con un volum en de 10.0 m 3 asciende a otra altitud donde su volum en aum enta a 17.0 m 3, ¿cuál es la presión?

12.5

Ley de Charles: volumen y temperatura de los gases

E n 1787, el físico francés A. C. Charles estudió la relación entre la tem peratura y el volu­ m en de los gases. E n esa época en particular el uso de globos de aire caliente era objeto de m ucha atención en Francia, y Charles fue uno de los pioneros del ascenso en globos. Se le reconoce com o el prim ero en em plear hidrógeno gaseoso para inflar un globo desti­ nado a transportar personas. Charles, sin em bargo, hizo m ás respecto a sus aficiones que otros entusiastas de los globos: procedió a llevar a cabo investigaciones científicas rela­ cionadas con el efecto de la tem peratura en el volum en de un gas. C uando un gas se enfría a presión constante, su volum en dism inuye. C uando el gas se calienta, su volum en aum enta. L a tem peratura y el volum en son directam ente p ro ­ porcionales; es decir, aum entan o dism inuyen a la par. Sin em bargo, esta relación exige un poco m ás de reflexión. Si se calienta 1 L de gas de 100. a 200.°C a presión constan­ te, el volum en no se duplica, sino que sólo aum enta h asta aproxim adam ente 1.3 L. E sta relacióne ntree lv olum eny l at em peraturan oe st ans im plec om ou noq uisiera. ¿R ecuerdas cóm o se definieron las escalas de tem peratura? Si bien una presión de cero — no im porta qué unidades se utilicen— significa que no hay una presión por m e­ dir, y un volum en de cero significa que no hay volum en p o r m edir, una tem peratura de 0°C, com o seguram ente recordarás, es tan sólo un a m arca colocada de form a arbitraria en el term óm etro, en el p unto de congelación del agua. L a escala Celsius no term ina en este punto cero designado; se extiende en am bas direcciones p ara hacer posible la mediciónd et em peraturasm ásb ajaso m ása ltas.

Figura 12.11 Relacióne ntree l volumeny l at emperaturad elh elio gaseosoa p resiónc onstante.

L a Fig. 12.11 m uestra una gráfica de datos sim ilares a los obtenidos por Charles du­ rante sus experimentos con el efecto de la tem peratura sobre el volum en de una m uestra de gas a una presión constante. E l hecho de que los puntos de la gráfica yacen en línea recta indica que el volumen y la tem peratura del gas son directamente proporcionales. Com para esta gráfica de una relación directam ente proporcional con la gráfica de presión-volum en que m uestra una relación inversamente proporcional. L a línea que pasa por los puntos de la gráfica de la Fig. 12.11 puede extenderse hacia tem peraturas m ás bajas, incluso hasta el punto en el que el volum en del gas sea cero. A n­ tes de que un gas alcance este punto, se licua, de m odo que esto es un ejercicio sólo para la im aginación. (C uando la línea que pasa por los puntos de una gráfica se extiende m ás allá de los lím ites de los datos experim entales reales, se dice que se h a extrapolado y se m uestra en la gráfica com o una línea punteada.) A partir de la línea extrapolada de la grá­ fica de volum en-tem peratura, se puede establecer la tem peratura a la que el volum en del gas sería cero, suponiendo que el gas no se licua. E sa tem peratura es de -273.15°C ; se le conoce com o el cero absoluto, y se adoptó com o el punto cero de la escala absoluta cuan­ do las tem peraturas se m iden en kelvin (K). (Véase la sección 3.12.) Charles com paró los cam bios de volum en de una m uestra de gas con los cam bios de tem peratura en la escala absoluta. Al hacerlo, descubrió que al duplicar la tem peratura K elvin (de 100. a 200. K, po r ejem plo) tam bién se duplicaba el volum en (de 1 a 2 L, por ejem plo). H e aquí la relación sencilla que buscábam os. L a ley que enuncia esta relación se conoce com o ley de Charles.

L ey d e C h a rle s: a presión constante, el volum en que un a m uestra de gas ocupa es directam entep roporcionala s ut em peraturaK elvin. V x T

(conp resióny m asac onstantes)

L a proporción directa que se m uestra en la ley de C harles se transform a en una ecuacióna li ncluiru n ac onstanted ep roporcionalidad, k.

D ividiendoa m bosl adose n tre T seo btiene

A partir de esta ecuación se pueden escribir dos m ás, una con las condiciones iniciales V1 y T1, y la o tra con las condiciones finales V2 y T2.

I Conexión con el aprendizaje En todos los cálculos de las leyes de los gases se deben emplear temperaturas Kelvin (no °C ni °F).

C uando se trabaja con una m uestra de gas dada a presión constante, k 1 es igual a k2, y los cocientes V/T son iguales. P or tanto, se puede escribir la útil ecuación siguiente, que represental al eyd eC harles.

D espejandoe lv olum enf inal, V2, de esta ecuación se tiene: v2 = v1x ^

Figura 12.12 Cuandos e vierten itrógenol íquido( —196°C) sobre un globo, el gas encerrado en éste se enfría y el volumen disminuye, mientrasq uel ap resión permanecec onstante.E sto concuerda con la ley de Charles.

C om o aquí se indica, cuando la tem peratura de una m u estra específica de gas a presión constante cam bia, el nuevo volum en se calcula m ultiplicando el volum en inicial por el cociente de las dos tem peraturas Kelvin. R ecuerda que el volum en y la tem peratura son proporcionales: cuando la tem peratura K elvin aum enta, el volum en tam bién se in ­ crem enta, y viceversa. P or consiguiente, cuando la tem peratura aum enta se em plea el cociente de tem peraturas K elvin que es m ayor que 1, y cuando la tem peratura dism inu­ ye, el cociente de tem peraturas K elvin que es m enor que 1 . 1 Si se conocen los volúm enes inicial y final, pero se desea calcular la tem peratura final, T2, se puede m ultiplicar la tem peratura inicial por el cociente de volúmenes apropiado que m antenga la proporción directa.

R ecuerda que, en todos los cálculos relacionados con la ley de Charles, el cociente dev olúm eneso t em peraturasq ues er equieree se lq uem antienel ap roporciónd irecta.

U n m o d e lo d e la le y d e C h a r le s U n sim ple globo lleno de cualquier gas sirve com o m odelo de la ley de Charles. L a presión externa que el aire ejerce sobre el globo es constante. Cuando se calienta, el globo de gas se expande (su volumen aum enta). Cuando se enfría, el globo de gas se hace m ás pequeño (su volum en dism inuye). Al verter nitrógeno líquido ( —196°C) sobre un globo lleno de aire se dem uestra de m odo im presionante que el volumen dism inuye cuando la tem peratura dis­ m inuye (Fig. 12.12).

T e o ría d e la le y d e C h a r le s L a teoría cinética m olecular ofrece un m odelo de lo que ocurre en el nivel m olecular du­ rante un cam bio de tem peratura y volum en en un a m u estra específica de gas a presión constante. C uando se calienta un gas, se le sum inistra energía (E.C. = y- m v 2), y las p ar­ tículas de gas se m ueven con rapidez cada vez m ayor: la m asa (m ) no cam bia, pero la

velocidad (v) aum enta. E stas partículas m ás veloces golpean las paredes del recipiente con m ayor frecuencia. Para que la presión perm anezca constante, es necesario que el vo­ lum en del recipiente aum ente, y un volum en m ayor significa que las partículas disponen de m ás espacio donde m overse, por lo que les tom ará m ás tiem po viajar de una pared a otra. A dem ás, al ser m ayor el área de las paredes, los golpes por unidad de área serán m e­ nos frecuentes. Para que la presión perm anezca constante, el volum en del recipiente debe expan­ dirse sólo lo suficiente p ara com pensar la energía adicional de las partículas de gas m ás calientes. C uanto m ayor sea la tem peratura, m ayor será la rapidez de las partículas de gas y el volum en que ocupen. E J E M P L O 12.3

Ley d e Charles

U n globo que está en una habitación a una tem peratura de 27°C tiene un volum en de 2.00 L. ¿C uál se tá su volum en fu eta de la habitación, donde la tem peratura es de -2 3 °C ? (Supón que la presión no cam bia; la presión atm osférica es constante.) SOLUCIÓN P rim eroh azu nal istad e lasc ondicionesi nicialesy f inales. Inicial V1 = 2.00 L T1 = 27°C

Final

I Conexiones con el mundo real Aplicaciones de la ley de Charles: • Un globo se expande al calentarse. • Un globo se achica a medida que se enfría.

V2 = ? L T2 = —23°C

Se deben cam biar todas las tem peraturas a kelvin sum ando 273 a la tem peratura Celsius. T1 = 27 + 273 = 300. K T2 = —23 + 273 = 250. K L at em peraturad ism inuye;p ort anto, elv olum ent am biénd ebed ism inuir. V2 = 2.00 L X

250 K ' = 1.67 L 300. K

(respuesta)

E J E R C IC IO 12.3 (a) ¿C uál sería el volum en final del globo del ejem plo anterior si se m idiese a una tem ­ peratura de 47°C ? (Supón que la p resión no cam bia.)

Véanse los problemas 1 2.3 1 -1 2.3 8.

(b) U n globo con un volum en de 6.25 L a 20.°C, se enfrió y su volum en dism inuyó a 5.44 L. ¿C uál fue la tem peratura C elsius final?

Ley de Gay-Lussac: presión y temperatura de los gases A proxim adam ente en la m ism a época en que C harles realizaba experim entos con la tem ­ peratura y el volum en de los gases, el quím ico francés Joseph G ay-L ussac (1778-1823) investigaba la relación entre la presión y la tem peratura de los gases. I L a ley que enun­ cia esta relación se conoce com o ley de G ay-Lussac.

L ey d e G a y -L u ssac : a volum en constante, la presión que ejerce una m u estra esp ecí­ fica deg ase sd irectam entep roporcionala s ut em peraturaK elvin. (conv olum eny m asac onstantes)

I Conexión con el aprendizaje Gay-Lussac realizó varias ascensiones en globos más ligeros que el aire. En 1804 ascendió hasta una altitud de 6 900 m, con lo que estableció una marca que se mantuvo durante varias décadas.

L a proporción directa que aparece en la ley de G ay-L ussac tam bién se puede escribir com os igue. P = kT D ividiendoa m bosl adose n tre T seo btiene

A hora se puede escribir, con respecto a un volum en y m asa constantes de un gas, la ecuación siguiente, que relacio n a las condiciones iniciales, P 1 y Tl con las condiciones finales, P 2 y T2. P or consiguiente, la ley de G ay-L ussac se puede escribir com o sigue.

C uando un gas con cierta presión inicial, P 1, sufre un cam bio de tem peratura de T1 a T2, la nueva presión, P 2, se calcula m ultiplicando la presión inicial, P 1, por el cociente de las tem ­ peraturas Kelvin. L a presión y la tem peratura son directam ente proporcionales; por tanto, la presión aum enta cuando la tem peratura Kelvin aum enta, y viceversa.

p2= p1*Y1 T2

Tam bién, m ultiplicando la tem peratura K elvin dada por el cociente de presión apropiadan osp erm itec alcularl at em peraturar equeridac uandoe lv olum ene sc onstante.

E n todos los cálculos relacionados con la ley de G ay-L ussac, el cociente de presiones o det em peraturasK elvinq ues er equieree se lq uem antienel ap roporciónd irecta. Se puede construir un dispositivo para m edir presiones a diversas tem peraturas aco ­ plando un m anóm etro a un recipiente rígido cerrado. E ste dispositivo se puede colocar en un horno o sum ergir en líquidos a diversas tem peraturas p ara obtener datos en una am ­ p lia variedad de condiciones. L uego de registrar y graficar los datos, se puede trazar una línea recta que pasa por los puntos de la gráfica. Si se extiende (extrapola) esta línea, se puede establecer la tem peratura que corresponde a una presión de cero. E sta tem peratu­ ra, conocida com o el cero absoluto, es de -2 7 3 ° C , el m ism o valor que se obtuvo m e­ diante la gráfica de la ley de Charles del volum en y la tem peratura de un gas.

U n m o d e lo d e la le y d e G a y -L u s s a c I Conexiones con el mundo real Aplicaciones de la ley de Gay-Lussac: • Calentamiento de una lata a presión de fijador para el cabello. • Ca lenta miento de una lata de comida sin abrir. • Palomitas de maíz que se inflan. • Fluctuaciones de presión en los neu máti cos de auto móvil con los cambios apreciables de temperatura.

Por todas partes hay ejem plos que ilustran la ley de G ay-L ussac. B asta con exam inar una lata a presión de pintura, fijador p ara el cabello, lim piador o cualquier otro p ro d u c­ to que se venda en este tipo de envase. E l aviso de P recaución típico que llevan estos productos dice m ás o m enos así: C ontenidoa p resión.N os ei ncineree lr ecipiente. N os ee xpongaa lc alorn is ea lm acenea t em peraturasm ayoresd e5 0°C. L a razón de estos avisos de precaución es la relación entre la tem peratura y la presión, según la describe la ley de G ay-L ussac. I

D ebido a que un aum ento de tem peratura provoca un aum ento de presión en una m u estra de gas a volum en constante, puede ocurrir una explosión si se calienta un rec i­ p iente cerrado, especialm ente si éste ya se encuentra a un a presión considerable a tem ­ p eratura am biente. E ste m ism o principio es el que aprende un n iño explorador a quien se le indica que debe practicar un orificio en la tapa de una lata de com ida antes de p o ­ n erla a calentar directam ente sobre una fogata. Tam bién en este caso la presión el gas encerradoe nl al ataa um entac onl at em peratura( Fig.1 2.13).

T e o ría d e la le y d e G a y -L u s s a c U na vez más, la teoría cinética molecular nos ofrece un modelo de lo que ocurre en el nivel molecular durante el calentamiento de una cantidad específica de gas con volumen constante. A m edida que la temperatura aum enta a volumen constante, la energía cinética m edia de las partículas aum enta y las moléculas se mueven con m ás rapidez. Estas partículas en rápido movimiento bombardean las paredes del recipiente con m ás frecuencia y m ayor fuerza. Por consiguiente, la presión, que es la fuerza por unidad de área, aum enta con la temperatura cuando el volumen permanece constante.

E J E M P L O 12.4

Ley d e Gay-Lussac

U n a lata de 17 oz de fijador en aerosol, cuya presión interna es de 850. torr a 21°C, se arroja al fuego, que tiene una tem peratura de 450.°C . ¿Q ué presión se alcanzará si la lata no explota a esa tem peratura? SOLUCIÓN Prim ero,h azu nal istad el asc ondicionesi nicialesy f inales.

Inicial

Final

v. = 17 oz. Pi = 850. torr Ti = 21°C

V = 17 oz. (no cambia) P , = 850. torr T2 = 450. °C

E s necesario expresar todas las temperaturas en kelvin. Sum a 273 a la tem peratura Celsius. T1 = 21 + 273 = 294 K T2 = -4 5 0 . + 273 = 723 K C om ol at em peraturaa um enta,t am biénl ap resiónd ebea umentar.

Contenido a presión. No se incinere el recipiente. No se exponga al calor ni se guarde a temperaturas superiores a 50 °C.

Conexión con el aprendizaje No olvides convertir todas las temperaturas a kelvin al efectuar cálculos de las leyes de los gases en los que intervengan temperaturas.

Figura 12.13 Una lata a presión de f jadorp arae lc abelloo d el impiador (a)t ieneu nv olumenc onstante. La presión aumenta con la temperatura. Si se calienta la lata, ésta puede estallaro r eventar.( b)S ed ebe perforar o abrir una lata de comida antesd e( c)c alentarlad irectamente sobreu naf ogata.E stose jemplos ilustran la ley de Gay-Lussac; lap resióny l at emperaturas on directamente proporcionales.

LA QUÍMICA EN NUESTRO MUNDO T an q u e s d e g as p a ra b u c e o p ro fu n d o En el buceo podemos encontrar una aplicación de la Ley de Dal­ ton de las presiones parciales. La densidad del agua de mar es alrededor de 1.03 g/mL. La presión ejercida por una columna de 10 m de agua de mar es equivalente a 2 atm (presión hidrostática). Desde luego, conforme aumenta la profundidad, también se incrementa la presión. Esto significa que la presión parcial del oxígeno es el doble que la presión superficial (la pre­ sión a nivel del mar es de 1 atm, o sea, alrededor de 0.4 atm). De forma similar, la presión parcial de N2, de 0.8 atm en la superfi­ cie se duplica hasta cerca de 1.6 atm a una profundidad de 10 m. El aire está compuesto por nitrógeno (78.03%), oxígeno (20.99%) y otros gases (0.98%). Así, al aplicar la Ley de las pre­ siones parciales de Dalton, la presión del oxígeno está dada por: Po 2 = X02PT =

n On no 2 + nN2

Por lo tanto, la composición del aire es aproximadamente 20% de oxígeno gaseoso y 80% de nitrógeno gaseoso por volumen. Cuando un buzo baja a una profundidad en que la presión es de 2 atm (presión total), el contenido de oxígeno en el aire debe re­ ducirse, porque la presión parcial del oxígeno aumenta y se altera el equilibrio de los gases de la sangre, dando lugar a una intoxi­ cación por oxígeno (hiperoxia). ¿En qué medida? Hagamos el siguiente cálculo. Vo 2 =

Po 2(Vo 2+ V n 2)

0.2 atm (1 )

Pt

2 atm

Es decir, se debe reducir a 10%, por ello en los tanques de aire para buzos se diluye el oxígeno gaseoso.

Pt

donde PT es la presión total. La presión parcial del oxígeno es 0.20 atm, cuando la presión total es igual a 1 atm. Sabemos que el volumen es directamente proporcional al número de moles de gas presente (a temperatura y presión constantes, de acuerdo con lo establecido por Gay Lussac). Por ello, podemos escribir: Po

=0.10

Los buzos usan tanques con mezclas de gases. Algunas pueden ser: oxígeno y helio (Heliox) o helio, oxígeno y nitrógeno (Trimix).

V02 V o 2 +V n 2

P 2 = 850. torr X

723 K 294 K.

= 2.09 X 103 torr (respuesta)

E J E R C IC IO 12 .4 (a) E n los incendios de casas a veces se rom pen las bom billas eléctricas. Si el argón gaseoso de una bom billa eléctrica tiene una presión de 1.00 atm a 15°C, ¿cuál se­ rá la presión (en atm ) en la b o m billa a 480.°C , si ésta no se rom pe? (b) U n grano de m aíz para palom itas a 20.0°C y a una presión de 1 atm se calentó hasta 220.°C antes de reventar. ¿Cuál era la presión dentro del grano a esta temperatura? L a presión de aire de un neum ático de autom óvil está relacionada con su tem pera­ tura, com o lo describe la ley de G ay-L ussac. Si se supone qu e el volum en de aire del neum ático perm anece constante, un aum ento de tem peratura debe dar p o r resultado un aum ento de presión. E stas presiones se pueden m edir con un sencillo m anóm etro para neum áticos, pero la presión m anom étrica m ide únicam ente la diferencia entre la presión interna y la externa (atm osférica). P or tanto, la presión real en lb/pulg2 (libras p o r p u l­ g ada cuadrada) es igual a la presión m anom étrica m ás 14.7 lb/pulg2. N o olvides realizar este ajuste de la presión al trabajar con problem as en los que intervengan m ediciones con m anóm etrod el ap resiónd en eum áticos. E J E M P L O 12.5

Presiones manom étricas d e neumáticos

A ntes de hacer un viaje, un neum ático de autom óvil tenía una presión m anom étrica de 32.0 lb/pulg2 a 20.°C. Se revisó la presión después de varias horas de recorrido. L a nueva presión m anom étrica fue de 36.0 lb/pulg2. ¿C uál era la tem peratura del aire de este neu ­ mático, en °C?

SOLUCIÓN Prim ero,h azu nal istad el asc ondicionesi nicialesy f inales. I Inicial

Final

P1 = 32.0 + 14.7 = 46.7l b/pulg2 P 2 = 36.0 + 14.7 = 50.7l b/pulg2 T1 = 20. + 273 = 293 K

I Conexión con el aprendizaje No olvides sumar 14.7 lb/pulg2 (o un equivalente de una presión de 1 atm) a las presiones manométricas, tanto iniciales como finales, de los neumáticos.

T2 = ? °C

A dvertencia: Los m anóm etros para neum ático m iden la diferencia entre las presiones dentro y fuera del neum ático. D ebes sum ar la presión atm osférica (14.7) a la presión m anom étrica de un neum ático p ara obtener la presión total que se m u estra en la tabla de valores. M ultiplica la tem peratura inicial (en kelvin) por el cociente de presiones que dé p o rr esultadou n a um entod et em peratura. 50.7 lb/pulg:.2 ^2 = 293 K x 46 7 lb/pulg2 = 3 18 K

T2 = 318 K - 273 = 45°C

(respuestav álidaa d osc ifrass ignificativas)

E J E R C IC IO 12 .5 (a) Si la presión m anom étrica de un neum ático es de 32.0 lb/pulg2, ¿cuál es la presión real? (b) Si m ás tarde se encontró que la presión m anom étrica del neum ático del ejem plo 12.5 era de 34.0 lb/pulg2, ¿cuál era la tem peratura del aire en el neum ático?

Temperatura y presión normales D ebido a que el volum en de un gas depende tanto de la presión com o de la temperatura, el volum en pequeño de un gas a baja tem peratura y alta presión puede tener la m ism a m asa que un volum en grande del m ism o gas a una tem peratura m ás alta y a una presión m ás b a­ ja. Por consiguiente, para com parar los volúmenes de dos m uestras gaseosas, es necesario que am bas estén en las m ism as condiciones. Las condiciones que se tom an com o referen­ cia se conocen com o condiciones es tá n d a r. L a tem peratura estándar es, por definición, de 273 K (0°C). L a presión estándar se define com o 1 atm (760. torr). En conjunto, se hace re­ ferencia a estas condiciones com o te m p e r a tu ra y p resió n e stá n d a r (o T PE ).

E J E M P L O 12 .6

TPE

Indica el valor apropiado en cada una de las unidades siguientes a TPE. (a) presióne n a tm ósferas (b) presióne nl b/pulg2 (c) tem peraturae n k elvin SOLUCIÓN C ada presión debe ser equivalente a 1 atm, la presión estándar. Cada tem pe­ ratura debe ser equivalente a 273 K, la tem peratura estándar . (a) 1 atm

(b) 14.7lb /pulg 2

(c) 273 K

E J E R C IC IO 12.6 Indicae lv alora p ropiadoe nc adac asoa TPE. (a) presión en torr (b) tem peraturae ng radosC elsius

Véansel os problemas 1 2 .39-1 2 .4 4 .

C on respecto a cada ley de los gases que se h a descrito en este capítulo, se m antuvo cons­ tante la presión, el volum en o la tem peratura, ju n to con la cantidad de gas, pero en m u ­ chas situaciones reales esto no resulta práctico. E n el caso de una m uestra específica de un gas, es posible relacionar las variaciones de los valores iniciales y finales de presión, volu­ m en y tem peratura m ediante una sola ecuación. L a ecuación que sigue com bina todas las variables representadas en la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de G ay-Lussac; se le conoce com o la ley c o m b in a d a d e los gases.

L ey combinada d: bs gises:

I Conexión con el aprendizaje Siempre que un problema indique más de una Pv V o Tv comienza elaborando una lista de valores iniciales y finales. El problema se resuelve mediante la ley combinada de los gases, o se reducirá a la ley de Boyle, de Charles o de Gay-Lussac si un valor es constante.

PiVt

T — 11

p 2v 2 T

2

E n esta ecuación se representan seis variables diferentes. E n tanto se conozcan cin ­ co de las seis variables, se podrá determ inar la cantidad faltante despejándola de la ecua­ ción. A dvierte que cuando las tem peraturas T1 y T2 son iguales (constantes), se elim inan de la ecuación, con lo cual ésta se reduce a la ley de Boyle. C uando las presiones P 1 y P 2 son iguales, se elim inan de la ecuación y ésta se reduce a la ley de Charles. Finalmente, cuando los volúm enes V1 y V2 son iguales, se eliminan de la ecuación y lo que resta es la ley de Gay-Lussac. D e este m odo, cuando se trata de una muestra específica de un gas, cuya m asa o núm ero de m oles no cambia, la ecuación de la ley com binada de los gases perm ite calcular cualquiera de las seis variables si los otros cinco valores se conocen o se m antie­ nen constantes. I Si es el volum en final, V2, lo que es preciso establecer, se puede despejar V2 de la ecuación, com o aquí se m uestra, y sustituir los valores conocidos en la ecuación.

E xiste otra opción. E n vez de em plear el m étodo de la ecuación de la ley com binada de los gases para determ inar la presión, volum en o tem peratura desconocida, se puede aplicar una estrategia de razonam iento en dos pasos. Inicia con el volum en conocido, V 1, y m ultiplícalo por el cociente de presiones apropiado y tam bién p o r el cociente de tem ­ peraturas correspondiente. Ten presentes las proporciones inversas y directas del caso. Ya sea que se aplique esta estrategia de razonam iento, o que se despeje V2 de la ecuación de la ley com binada de los gases, se llegará a la m ism a ecuación final de v 2.

E J E M P L O 12.7

Ley combinada d e los gases

U n globo está lleno de helio cuando está en el suelo, a 22°C y a una presión de 740. torr. E n estas condiciones su volum en es de 10.0 m 3. ¿C uál sería su volum en (en m etros cú ­ bicos) a una altitud de 5300 m, donde la presión es de 370. torr y la tem peratura es de -2 3 °C ?

SOLUCIÓN Prim ero,h azu nal istad el asc ondicionesi nicialesy f inales. Inicial

Final

P1 = 740. torr V1 = 10.0 m3 T 1 = 22 + 273 = 295 K

P 2 = 370. torr V = ? m3 T2 = - 2 3 + 273 = 250 K

A plica la estrategia de razonam iento: com ienza con el volum en inicial y m ultiplícalo p o r el cociente de presiones. (La presión dism inuye; el cociente debe dar lugar a un au ­ m ento de volum en.) P lantea esta parte del problem a, pero no efectúes aún los cálculos. V, = 10.0 m 3 X t01T 2 370. to rr

(incom pleto) v y '

A hora m ultiplica por un cociente de las tem peraturas Kelvin. ¿C óm o influirá la dism inu­ ción de la tem peratura en el volum en inicial? Puesto que el volum en y la tem peratura son directam ente proporcionales, el cociente de tem peraturas debe dar lugar a una reducción del volumen.

y 2 = 10.0 2

370. torr C ociente de presión

295 K

= 16.9 m>

(respuesta) 1

C ociente de tem peratura

E l orden en el que utilices los cocientes de presiones y de tem peraturas no es im portan­ te. Tam bién podrías sustituir los valores apropiados en la ecuación de la ley com binada de los gases P f t _ P 2V2 T T 1l 12 yd espejar V2. E J E R C IC IO 12.7 (a) ¿C uál es el volum en a TPE de una m uestra de helio que tiene un volum en de 4.50 L a 21°C y a una presión de 744 torr?

Véansel os problemas 12.4 5-1 2 .50.

(b) ¿Q ué volum en de O 2 gaseoso a TPE puede obtenerse de un tanque de 2.00 L de O 2 a una p resión de 5.50 atm y a 25°C?

Ley de Avogadro: volumen y moles de gases E n la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de G ay-L ussac y la ley com binada de los g a­ ses se han m anejado variaciones de presión, volum en y tem peratura, pero en todos los casos se tenía una m uestra determ inada de un gas. ¿Q ué ocurre, em pero, si se m odifica la cantidad de gas, esto es, el núm ero de m oléculas o de m oles de gas? C uando introdu­ ces aire en un globo, éste se expande. A ún m ás, los experim entos a tem peratura y p re ­ sión constantes m uestran que, cuando el núm ero de m oles de gas (o de m oléculas de gas) se duplica, el volum en de gas tam bién se duplica. O bservaciones sencillas com o ésta llevaron al quím ico italiano A m adeo A vogadro (1776-1856) a proponer un a im p o r­ tante hipótesise n1 811. I H ip ó te sis d e A vogadro: volúm enes iguales de gases a la m ism a presión y tem peraturac ontieneni gualn úm erod em oléculas.

Por consiguiente, cuando se duplica el volum en de un gas, tam bién debe duplicarse el núm ero de m oléculas o m oles del gas si la tem peratura y la presión son constantes. L a hipótesis de A vogadro conduce a una relación m atem ática, la ley de Avogadro, que rela­ ciona el volum en de gas y los m oles. L ey d e A vogadro: el volum en de un gas a tem peratura y presión constantes es prop orcionala ln úm erod em oles( n) del gas.

I Conexión con el aprendizaje Avogadro fue el primero en sugerir que ciertos elementos, como el hidrógeno, el oxígeno y el nitrógeno, estaban constituidos por moléculas diatómicas, es decir, por moléculas que contienen dos áto mos ca da una.

C uando el núm ero de m oles de gas, n1, con un volum en inicial, V1, cam bia a una cantidad diferente, n2, a tem peratura y presión constantes, se puede establecer el volum en final, V2, aplicando la ley de Avogadro, que se escribe com o sigue.

E l ejem plo siguiente ilustra la aplicación de la ley de Avogadro. E J E M P L O 12 .8

Ley d e Avogadro

A cierta presión y tem peratura, un trozo de 21.0 g de hielo seco ( C 0 2 sólido) sublim a to­ talmente, es decir, se transform a directam ente en gas. E l C 0 2 gaseoso ocupa un volumen de 11.5 L. ¿C uál sería el volum en de 1.00 m ol del gas a presión y tem peratura constantes? SOLUCIÓN P rim ero,c onviertel ac antidadi n iciald e C 0 2, 21.0 g, a m oles. 1 m ol C O , 21.0

g C 0 2 X /|/| q

g

= 0.477 m ol C 0 2

A c ontinuación,h azu nal istad el asc ondicioneso riginalesy f inales. Inicial

Final

n1 = 0.477 mol V1 = 11.5 L

n2 = 1.00 mol V2 = ? L

A plicandol al eyd e A vogadroy d espejando V2 se tiene que 1.00 m ol V 2 = 1LS L X 0.477 m o l = 24A L

(resPuesta)

E J E R C IC IO 12.8 Véanse los problemas 1 2 .5 1 -1 2 .56.

(a) Si 0.222 m ol de un gas ocupa un volum en de 5.13 L, ¿cuántos m oles h ab ría en una m uestra de gas cuyo volum en es de 7.47 L a la m ism a presión y tem peratura? (b) U n m ol de gas a TPE tiene un volum en de 22.4 L. ¿C uántos m oles del gas hay en un recipiente de 3.00 L a TPE?

^2.10 Volumen molar y densidad de gases a TPE

I Conexión con el aprendizaje Advierte que el término de densidad se ha invertido en los cálculos que aquí se muestran, a fin de poner litros en el numerador y gramos en el denominador. Los gramos se eliminan al multiplicar.

Por lo regular, la densidad de los gases se inform a en las publicaciones en gramos por litro a TPE. Recuerda (Sec. 9.5) que hay 6.022 X 1023 m oléculas en un m ol de cualquier sustan­ cia química, ya sea sólida, líquida o gaseosa. Recuerda adem ás que la m asa de un m ol (la m asa molar) de gas es el peso form ular expresado en gramos. Si partim os de la m asa m olar (gramos por m ol) y em pleam os la densidad del gas a TPE (gramos por litro) com o factor de conversión, podem os averiguar cuántos litros ocupa un m ol del gas a TPE. Por ejemplo, la m asa m olar del nitrógeno gaseoso es de 28.0 g/mol, y su densidad a TPE es de 1.25 g/L. I Su volumen m olar resulta ser

28.0 g m ol

1L X — ^— = 22.4 L /m ol p ara el nitrógeno a T PE 1.25 g

E n el caso del oxígeno, la densidad a TPE es de 1.43 g/L y la m asa m olar es de 32.0 g/mol. Su volum en m olar es 32.0 g mol

X

1L = 22.4 L/mol para el oxígeno a TPE

D e hecho, el volum en que ocupa un m ol de cual q uier gas a T PE se aproxim a m ucho a 22.4 L. L as investigaciones en el laboratorio tam bién confirm an este valor. P or consi­ guiente, 22.4 L es lo que se conoce com o el v o lu m e n m o la r de un gas a TPE. U na com paración burda sería la siguiente. L a caja en la que una p elota de balonces­ to cabe holgadam ente tiene un volum en cercano a los 22.4 L (Fig. 12.14). Para ser m ás precisos, la caja debe tener 28.2 cm p o r lado p ara tener un volum en total de 22.4 L (Fig. 12.15). N o im porta qué gas se utilice, un m ol del gas ocupa el m ism o volum en que un m o l de cualquier otro gas en las m ism as condiciones. H em os llegado así a la constante siguiente, que es de gran utilidad.

Figura 12.14 El volumen de un mol de gas (el volumen molar) es de 22.4 L a TPE para todos los gases.U nap elotad eb aloncestoc abe holgadamented entrod eu nac aja que tenga este volumen.

E l volum en m olar de cualquier gas a T PE es de 22.4 L/m ol.

Si se parte de la m asa m olar (gram os po r m ol) y se em plea el volum en de un m ol (el volum en m olar) com o factor de conversión, se puede calcular la densidad de cu al­ q uier gas a TPE, com o se m uestra en el ejem plo.

E J E M P L O 12.9

Densidad de los gases a TPE

C alculal ad ensidad delm etanog aseoso,C H4, a TPE. SOLUCIÓN Parte de la m asa m olar del m etano (16.0 g/mol) y utiliza el volum en m olar (22.4 L/m ol) com o factor de conversión para calcular la densidad del gas a TPE. 16.0 g m ol

1 mol X 22.4 L

= 0.714 g/L (densidad a TPE)

E J E R C IC IO 12.9 Véansel os problemas 1 2 .57-1 2 .66.

(a) C alculal ad ensidad delc lorog aseoso,C l2, a TPE. (b) C alculal ad ensidadd elh eliog aseosoa TPE.

Figura 12.15 Elv olumenm olard e cualquier gas a TPE es de 22.4 L.

T E

o C\J CO C\J

22.4 L/mol Volumen molar a TPE

* -« -2 8 .2 c m -» -|

1 mol 2.0 g H2 = 22.4 L a TPE 4.0 g He = 22.4 L a TPE 17.0 g NH3 = 22.4 L a TPE

Un volumen de 22.4 L = 5.92 gal es aproximadamente igual al volumen de una cubeta de pintura de 5 gal más casi un galón adicional. 1 mol 32.0 g 0 2 = 22.4 L a TPE 71.0 g Cl2 = 2 2 .4 L a TPE 222.0 g Rn = 22.4 L a TPE

E l ejem plo resuelto m uestra que la densidad de cualquier gas a TPE se obtiene m ulti­ plicando la m asa m olar por un valor constante (1 m ol/22.4 L). L a conclusión es que la m a­ sa m olar es proporcional a la densidad del gas. Así, un gas de m asa m olar grande — com o el cloro— tendrá una m ayor densidad, y un gas de m asa m olar pequeña — com o el h e­ lio— tendrá m enor densidad.

Ley del gas ideal C on respecto a una cantidad determ inada de un gas, donde la presión, el volum en y la tem peratura son las únicas variables, es posible calcular la cantidad en gram os o m oles, o la m asa m olar de la m uestra de gas. R egresem os a las leyes básicas de los gases. L a ley de B oyle establece que P V = k, donde k es un a constante p ara un a m asa y una tem ­ peratura constantes. A sim ism o, con b ase en la ley com binada de los gases se puede escribirl os iguiente: PV —=r = k

(para u n a m asa fija d e u n gas)

U na vez m ás, se tiene un a constante, k , p ara una m uestra determ inada de gas. Pero si se m antienen constantes la presión y la tem peratura m ientras se introduce o tra cantidad igual de m oléculas, el volum en (lado izquierdo) deberá duplicarse, al igual que el valor del lado derecho de la ecuación; se necesita un m ultiplicador en el lado derecho de la ecuación. Sabem os, po r la ley de A vogadro, que el volum en del gas, V, es proporcional al núm erod em oles, n,d eg asa p resióny t em peraturac onstantes. V & n o V = kn (presióny t em peraturac onstantes) E l m ultiplicador que se necesita en el lado derecho de la ecuación previa (P V /T = k) es n , que representa el núm ero de m oles. D e este m odo, cuando el volum en se duplica en el lado izquierdo, en el lado derecho el núm ero de m oléculas tam bién se duplica. A hora se puede escribir de nuevo la ecuación con n en el lado derecho ju n to con la co n sta n te u n i­ v ersa l d e los gases, R, en lugar de k.

E sta ecuación se conoce com o la ley d el gas id eal, y habitualm ente se escribe en form a lineal. L ey del gas ideal:

P V = nRT

E sta ecuación perm ite calcular el núm ero de m oles, n, cuando se conocen P , V y T, pero tam bién es preciso conocer el valor de R, la constante de los gases. Podríam os sim ple­ m ente indicarte el valor de R, pero lo entenderás m ejor si te m ostram os cóm o se puede establecer este valor. Prim ero, reorganiza la ecuación para despejar R, y luego utiliza los valores correspondientes a un m ol de gas a T PE que y a conoces, com o sigue. R =

PV nT 1 atm X 22.4 L 1 m ol X 273 K

I Conexión con el aprendizaje El valor de R se lee como 0.0821 litros-atmósferas por mol-kelvin.

(Se em plean los valores conocidos que corresponden a 1 m ol de gas a TPE.)

(L-atm s ignifical itros X atm, y m ol-K , m oles X K .) I

A hora que disponem os de un valor de R, podem os em plear la ecuación p ara calcular P, V, T o n de cualquier m uestra específica de un gas en un conjunto determ inado de co n ­ diciones. E sta ecuación es m uy útil, pero existen lim itaciones: los cálculos deben basarse en el supuesto de que se trata de un gas ideal. Se define un gas id eal com o un gas que se ajusta a la perfección a la ley del gas ideal — y a las dem ás leyes de los gases— en todas las condiciones. Los gases reales (los que existen en la realidad) no se ajustan a la perfección a estas leyes de los gases porque se com ponen de m oléculas que tienen un volumen y tam bién pequeñas fuerzas de atracción que no están consideradas en las ecuaciones. L a desviación respecto a las condiciones ideales es m uy apreciable a altas presiones o a temperaturas m uy bajas, cuando las m oléculas están próxim as unas de otras. En estas condiciones, las atracciones moleculares aum entan y el volum en de las m oléculas llega a ser una fracción importante del volumen total. Sin em bargo, a las presiones ordinarias la ley del gas ideal resulta ade­ cuada para la m ayor parte de los cálculos.

E J E M P L O 1 2 .1 0

Ley del gas ideal

C alcula el volum en que ocupa 1.00 m ol de nitrógeno gaseoso a 25°C y a un a presión de 1.00 atm. SOLUCIÓN D espeja V de la ecuación de la ley del gas ideal (PV = n R T ) y sustituye los valoresa p ropiadose nl an uevae cuación. V =

P

o, descom puesta en factores:

V = — X RX T P

1.00 n tó l 0.0821 L-atrn T;r n i. T V = ------------ X -------------------- X 298 K = 24.5 L 1.00 a tm m ol-K

, . (respuesta) ^ v '

A dvierte que se elim inan todas las unidades salvo los litros. L a respuesta es un volum en en litros. Q uizá las unidades de la constante de los gases, R, parezcan complejas, pero ello es necesario para que todas las unidades se elim inen com o es debido. E J E R C IC IO 1 2 .1 0 (a) ¿C uántos m oles de gas com prim ido hay en un cilindro que contiene 20.0 L de un gas a 25°C y a una presión de 97.3 atm? (b) ¿C uál es la p resión en un tanque de 20.0 L que contiene 6.00 m ol de oxígeno g a­ seoso com prim ido, si el tanque se encuentra en m edio de un incendio a una tem pe­ ratura de 800.°C?

L os cálculos del ejem plo 12.10 m uestran que un m ol de nitrógeno (o de cualquier gas) tiene un volum en de 24.5 L a 25°C y 1 atm . E n otras palabras, el volum en m olar de un gas a 25°C y 1 atm es de 24.5 L. Puesto que el volum en m o lar de cualquier gas a T PE es de 22.4 L, se h a dem ostrado una vez m ás que un gas a u na tem peratura m ás al­ tad ebeo cuparu nv olum enm ayors il osd em ásf actoress em antienenc onstantes. L a ley del gas ideal se puede aplicar a m ás situaciones si se lleva a cabo una sustitu­ ción del núm ero de m oles, n . Cuando se divide la cantidad en gram os de una sustancia, g , entre su m asa molar, M m, se tiene el núm ero de m oles, n.

n

Masa en gramos Gramos/mol

Masa en gramos Masa molar

g M„m

Sus ti tu yen do n por g/Mm en la ley del gas ideal se obtiene p v

= S ~ RT

ob ien, escritac om oe cuaciónl ineal, M mPV = g R T C on esta ecuación de la ley del gas ideal m odificada se puede calcular la m asa m olar, M mv, la presión, P , el volum en, V, los gram os, g, o la tem peratura, T, de cualquier m u es­ tra de gas si se eligen todas las unidades correctam ente de m odo que se elim inen con las unidades de la constante de los gases, R .

E J E M P L O 1 2 .1 1

Uso d e la ley de los gases ideales modificada

Se dejó calentar a tem peratura am biente una cantidad de 10.0 g de nitrógeno líquido. ¿Qué volum en ocupará el nitrógeno gaseoso a 20.°C y 1 atm? SOLUCIÓN D espeja V de la ecuación de la ley de los gases ideales m odificada. gRT

v= M P

g

T

= iMr . XR x p

A continuación, sustituye los valores en la ecuación. L a m asa m olar del nitrógeno g a­ seoso es de 28.0 g/m ol, y la tem peratura de 20.°C equivale a 293 K.

* =

28.0 g/m ül

X

m ol-K

X

1 atiñ

= 8 .5 9 L

(respuesta)

E J E R C IC IO 1 2 .1 1 Véanse los problemas 1 2 .67-12.7 4 .

(a) ¿C uál es la presión (en atm ) de u na m u estra de 10.0 g de nitrógeno gaseoso que está en un recipiente rígido de 2.00 L a 22.0°C? (b) C alcula la m asa m o lar de un líquido cuyo vapor llenó un m atraz de 250. m L a 100.°C y a una p resión de 1 atm. L a m asa del vapor era de 0.4898 g.

Ley de Dalton de las presiones parciales

I Conexión médica Los médi cos ha cen ana lizar ruti na ria mente los gases de la sangre de sus pa cientes en el labo rato rio del hospital. Los valores se informan como presiones parciales, P, en mm Hg (torr). Gas

Intervalo normal

P CO2 P O2

35-45 mm Hg 80-100 m m Hg

Es de esperar que las personas que fu man mucho tengan pre sio nes parciales bajas de O2 y altas de CO2.

A John D alton se le conoce sobre todo por su teoría atóm ica (Sec. 4.7), pero su am plia gam a de intereses incluía tam bién el cam po de la m eteorología. E n sus intentos por com prender el clim a, hizo experim entos con el vapor de agua del aire. D alton encontró que, cuando agregaba vapor de agua al aire seco, la presión que el aire ejercía aum enta­ b a en una cantidad igual a la presión del vapor de agua. D espués de num erosas investi­ gaciones, D alton concluyó que cada uno de los gases de u na m ezcla se com porta de form a independiente respecto a los otros gases. C ada gas ejerce su p ropia presión. L a presión total de la m ezcla es igual a la sum a de las p resio n e s p a rc ia le s que los gases in ­ dividuales ejercen (Fig. 12.16). E sto se conoce com o la ley d e D a lto n d e las p resio n es p a rc ia le s,q uee n térm inosm atem áticoss ee xpresac om os igue. P total = P 1 + P 2 + P 3 + • • • donde los térm inos del lado derecho se refieren a la presión parcial de cada uno de los gases. I Los gases com o el oxígeno, el nitrógeno y el hidrógeno se com ponen de m oléculas no polares que son poco solubles en agua; este hecho perm ite recogerlos sobre agua m ediante una técnica conocida com o desplazam iento de agua (Fig. 12.17). D e los gases recogidos

P= 0.1 atm

P= 0.7 atm

+ Ng P = 0.8 atm

Figura 12.16 La ley de Dalton de lasp resionesp arcialesa firmaq uel a presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de lasp resionesp arcialese jercidasp or cada uno de los gases.

de esta m anera se dice que están “húm edos”, pues contienen vapor de agua. L a presión to­ tal en el recipiente de recolector es igual a la sum a de la presión del gas que se recoge más la presión del vapor de agua. E n form a matem ática. Ptotal

P gasr ecogido

P vapor de agua

L a p re sió n d e v a p o r de una sustancia es la presión parcial que ejercen las m o lécu ­ las de la sustancia que están en la fase gaseosa, sobre la fase líquida de la sustancia. L a presión de vapor del ag u a depende de la tem peratura de ésta; la cantidad de ag u a líq u i­ d a no im porta. C uanto m ás caliente está el agua, tanto m ayor es su presión de vapor. Si se conoce la tem peratura del agua, su presión de vapor correcta se puede encontrar en u n a tabla de presiones de vapor (Tabla 12.2). L a presión parcial del gas que se recoge se obtiene restando la presión de vapor del agua de la presión interna total del recipiente recolector. 1P gasr ecogido = 1P total

E J E M P L O 1 2 .12

P vapor de agua

Presiones parciales

Se recoge oxígeno gaseoso sobre agua a 20.°C y a un a presión barom étrica de 744 torr, y se igualan los niveles de ag u a dentro y fuera de la bo tella recolectora. ¿C uál es la p re­ sión del oxígeno seco (O 2 solo)?

Figura 12.17 Para recolectar un gas por desplazamiento de agua, se llena la botella totalmente con agua y se invierte en un recipiente grande con agua (a). Conforme el gas se desprende en el interior de la botella, las burbujas de gas suben y llenan la botella desplazando al mismo tiempo el agua que ésta contiene. Cuando los niveles dentro y fuera de la botella son iguales, las presiones dentro y fuera de la bote­ lla también son iguales (b). En este punto Patm= Pgasrecogido Pvapordeagua'

T a b la 12 .2 Tem peratura (°C)

P r e s io n e s d e v a p o r d e l a g u a a d iv e r s a s t e m p e r a t u r a s Presión d e vapor (torr)

Tem peratura (°C)

Presión d e vapor (torr)

0

4.6

24

22.4

5

6.5

25

23.8

10

9.2

30

31.8

15

12.8

35

42.2

17

14.5

40

55.3

18

15.5

50

92.5

19

16.5

60

149.4

20

17.5

70

233.7

21

18.7

80

355.1

22

19.8

90

525.8

23

21.2

100

760.0

SOLUCIÓN L os niveles de ag u a dentro y fu era de la b o tella reco lecto ra se han ig u ala­ do, así que la p resión total dentro de la b o tella es igual a la p resió n barom étrica. L a ta ­ b la 12.2 indica que la p resió n de vapor de ag u a a 20.°C es de 17.5 torr (o 18 torr). Se ap lica la ley de D alton de las p resiones parciales. 1P gasr ecogido = 1P total — 1P vapor de agua = 744 — 18 = 726 torr E J E R C IC IO 12 .12 (a) ¿C uál es la presión total de los gases en la sangre de una persona que tiene una p re­ sión parcial de C O 2 de 60.1 m m Hg y una presión parcial de O 2 de 39.2 m m Hg? (b) Se recoge hidrógeno gaseoso sobre agua a 22°C y a un a presión b arom étrica de 741. torr. ¿C uál es la presión parcial del H 2 secor ecogido? L a com posición del aire seco se indica en la tabla 12.1. D e acuerdo con la ley de D alton de las presiones parciales, no im porta cuáles sean los gases que se m ezclan (en tanto no reaccionen); sus presiones parciales se sum an p ara dar la presión total. E l aire seco contiene 78% de nitrógeno; p o r tanto, el 78% de la presión del aire se debe al n i­ trógeno presente en él. Si la presión total de aire es de 700. torr, entonces la presión p ar­ cial de nitrógeno en el aire es 78.0% p o r 700. torr, esto es, 546 torr.

E J E M P L O 12 .13 C on base en el porcentaje de oxígeno en el aire seco que se indica en la tabla 12.1, calcula la presión parcial de oxígeno en una m uestra de aire a 738 torr. SOLUCIÓN D e la tabla 12.1 se obtiene el porcentaje de oxígeno en el aire (21.0% ). D a­ do que la presión total es de 738 torr, la p resión parcial de oxígeno es P oxígeno = 0.210 X 738 torr = 155 torr E J E R C IC IO 12 .13 Véanse los problemas 12.7 5-12.8 0.

(a) C alcula la presión parcial de nitrógeno en el aire a 738 torr. (El aire contiene 78.0% den itrógeno.) (b) C alcula la presión parcial de argón en el aire a 738 torr. (C onsulta la tabla 12.1.)

Figura 12.18 Dosv olúmenesd eH 2 reaccionan con un volumen de Ü2 paraf ormard osv olúmenesd ev apor dea gua.C adav olumenc ontienee l mismon úmerod em oléculas. Aquí ser epresentann úmerosi gualesd e átomosd eh idrógenoy d eo xígeno comor eactivosy c omop roductos. En las reacciones químicas no se crean ni se destruyen átomos. 2 H2 (g) 2 mol H2 2 vol H2

¿2*13

+ + +

2 H20 (g) 2 mol H20 2 mol H20

0 2 (g) 1 mol 0 2 1 vol 0 2

Estequio metría de gases: una vi sión integral

A lgunas de las prim eras reacciones que se investigaron fueron de gases. E n 1809, Joseph L ouis G ay-L ussac descubrió que, si todas las m ediciones se hacían a la m ism a tem pera­ tura y presión, los volúm enes de los reactivos y productos gaseosos guardaban entre sí un a proporción de núm eros enteros pequeños. Por ejem plo, cuando perm itía que el h i­ drógeno reaccionase con oxígeno para form ar vapor de agua a 100°C, se necesitaba que dos volúm enes de hidrógeno (esto es, dos volúm enes de igual tam año) reaccionasen con un volum en de oxígeno para form ar dos volúm enes de vapor de agua (Fig. 12.18). La proporción de volúm enes era de 2:1:2. Tiem po después se com prendió que la proporción de los volúm enes es igual a la proporción de los m oles, 2 :1 :2 , de la reacción, indicadas p o r los coeficientes de la ecuación 2 H 2(g) + Ü 2( g ) ------ > 2 H 2Ü(g) E n otro experim ento (Fig. 12.19), G ay-Lussac encontró que dos volúm enes de monóxido de carbono, CÜ, se com binaban con un volum en de oxígeno para form ar dos volú­ m enes de dióxido de carbono. Tam bién en este caso, la proporción de volúm enes de 2:1:2 corresponde a la proporción de m oles indicada por los coeficientes de la ecuación. 2 C O (g) + Ü 2( g ) ------ > 2 C Ü 2(g) L a proporción no es siem pre de 2:1:2. C uando el nitrógeno gaseoso reacciona con hidrógeno gaseoso (Fig. 12.20) para form ar am oniaco, la proporción de volúm enes que se com binan es de un volum en de nitrógeno con tres volúm enes de hidrógeno p ara dar dos volúm enes de am oniaco (1:3:2). U na vez m ás, la proporción de volúm enes corres­ p o nde a la proporción de m oles indicada por los coeficientes de la ecuación. N 2(g) + 3 H 2(g ) ------ > 2 N H 3(g)

Íí

\ 92)

/v d d CO)

2 CO (g) 2 mol CO 2 vol CO

+

sd d

+ + +

o 2(g) 1 mol 0 2 1 vol 0 2

—► —►

2 C02 (g) 2 mol C02 2 mol C02

Figura 12.19 Dosv olúmenesd e CÜ reaccionan con un volumen de O2 paraf ormard osv olúmenesd e CO2.C adavolumenc ontienee l mismon úmerod em oléculas. Lap roporciónd ev olúmenesy la proporción de moles de los gases son las mismas. Aquí se representann úmerosi gualesd e átomosd ec arbonoy d eo xígeno comor eactivosy c omop roductos. En las reacciones químicas no se crean ni se destruyen átomos.

N N N N

+

N2(g)

+

3 H2(g)

2 NH3(g)

1 mol N2

+

3 mol H2

2 mol NH3

1 vol N2

+

3 vol H „

2 vol NHL

Figura 12.20 Un volumen de N2 reacciona con tres volúmenes de H2 para formar dos volúmenes de NH3. Cada volumen contiene el mismo número de moléculas. La proporción de volúmenes y la proporción de moles de los gases son las mismas. Aquí se representan números iguales de átomos de nitrógeno y de hidrógeno como reactivos y como productos. En las reacciones químicas no se crean ni se destruyen átomos. G ay-Lussac encontró que los volúm enes de los reactivos y productos gaseosos guar­ dan entre sí proporciones de núm eros enteros pequeños. Esto se conoce com o la ley d e los vo lú m e n es d e com b i n a ció n de los gases. N o obstante, fue Avogadro el prim ero en expli­ car esta ley. C om o lo describe la ley de A vogadro, dos volúm enes de un gas contienen el doble de m oléculas y tam bién el doble de m oles del gas que un solo volum en del gas. A ún m ás, dos mo les de gas contienen el doble de m oléculas y ocupan un volum en dos veces m ayor que un m ol de gas en las m ism as condiciones. A sim ism o, tres m oles de gas ocu ­ pan un volum en tres veces m ayor que un m ol de gas. E n la reacción de síntesis de am oniaco, los gases guardan un a proporción de m oles sencilla de 1:3:2; la proporción de volúm enes tam bién es de 1:3:2, no im porta qué unidadesd ev olum ens eu tilicen. N2(g)

+ 3 H2(g)

-----> 2 NH3(g) ----- > 2 mol

Moles de gas:

1 mol

3 mol

Volumen en litros:

1L

3L

Volumene nm ililitros: Cualesquierau nidades dev olumen:

E J E M P L O 12 .14

^ 2L

1m L

3m L

----- > 2 mL

50 mL

150 mL

----- > 100 mL

1 volumen

3 v o lú me nes

----- > 2 volúmenes

Ley d e los volúmenes d e combinación

¿Q ué volum en de H 2(g) se necesita para producir 120. L de am oniaco en las m ism as con­ diciones? SOLUCIÓN P uesto que am bas sustancias quím icas son gases, la proporción de volúm e­ nes es igual que la proporción de m oles. U n a vez m ás, la reacción es N 2(g) + 3 H 2( g ) -------> 2 N H 3(g) Se inicia con la cantidad de am oniaco, N H 3,p orquee stev olum ene sc onocido.

3 mol H, 120. L N H 3 X 2 m0| N fi

= I ®®1 L de ^ 2 gaseoso

(respuesta)

E J E R C IC IO 12 .14 (a) ¿Q ué volum en de N 2(g) se necesita p ara producir 120. L de am oniaco en las mism asc ondiciones?

(b) C alcula el volum en de hidrógeno que se puede obtener a partir de 4000. L de metano,C H4, en las m ism as condiciones y con base en la ecuación siguiente. C H 4(g) ------> C(s) + 2 H 2(g) E n el capítulo 11 nos ocupam os de num erosos tipos de cálculos estequiom étricos, entre ellos las conversiones de gram os de A a m oles de A, a m oles de B y a gram os de B, y de las relaciones estequiom étricas en las que tanto el reactivo com o el producto en cuestión eran gases a la m ism a tem peratura y presión. A hora tam bién podem os resolver problem as en los que se m anejan litros de gas. Si el gas está a TPE, podem os convertir de litros a m oles con base en el volum en m olar de un gas, 22.4 L; pero si el gas no está a T PE, entonces podem os utilizar la ley del gas ideal, P V = nRT. E n la Fig. 12.21 se resum en algunas conversiones estequiom étricas im portantes. U ti­ lizando las conversiones y ecuaciones apropiadas, se pueden resolver problem as en los quei ntervienenr eactivosy p roductosq ues ong ases,l íquidos,s ólidoso s oluciones.

E J E M P L O 1 2 .15

Una visión integral

C iertos lim piadores p ara sistem as de desagüe contienen m ezclas de N aO H (lejía) con hojuelas de alum inio metálico. Cuando se vierte esta m ezcla de sólidos sobre el agua, se produce hidrógeno gaseoso. L a acción de destaponam iento de la tubería se debe en parte a la presión del hidrógeno gaseoso y en parte al efecto de agitación del gas, que m ezcla el N aO H con la grasa. Figura 12.21 Conversionese stequiométricasd eg ases,l íquidosy s ólidos.L osf actoresd ec onversión se muestran al lado de las flechas. Sustancia A

Sustancia B

2 N aO H (s) + 2 A l(s) + 6 H 2O (l)------> 2N aA l(O H )4(ac) + 3 H 2(g) C alcula la m asa de alum inio de un a m uestra de lim piador p ara sistem as de desagüe que reaccionó con un exceso de N aO H y agua p ara form ar 195 m L de hidrógeno gaseoso, el cual se recogió sobre agua a una presión barom étrica de 740. torr y 19°C. Se igualaron los niveles de agua dentro y fuera de la botella recolectora. SOLUCIÓN Conviene establecer prim ero la presión del hidrógeno seco aplicando la ley de D alton de las presiones parciales. A 19°C la presión de vapor del agua es de 16 torr. P afuera = Puteiitro

(cuandol osn iveless oni guales)

74 torr = Phidrógeno + 16 torr 740. D espeja P Udrógeno. P hidr6geno = 740. torr - 16 torr = 724 torr C onvierte los torr a atm. hidrógeno = 724 torr X ^

1 atm ^

= 0.953 atm

C alcula los m oles de H 2 con b ase en la ley del gas ideal.

PV 0.953 atm X 0.195 L n = — = ----------------------------------------- = 7.75 RT 0.0821 L-atm/mol-K X 292 K

X

, TT 10 3 mol H, 2

C alcula los gram os de A l con b ase en los m oles de H 2. Plan: M ol de H 2 ------> M ol d e A l ------> G ram os de Al

7.75

X

, 10~3meñrH~ 1

X

2 íaohffl ------- — 3 m ol H2

X

27.0 g Al ------ = 0.139 g Al 1 m ol Al

(respuesta)

, ..

E J E R C IC IO 12 .15 Véanse los problemas 1 2 .8 1-12.9

(a) Calcula la cantidad de NaOH, en miligramos, que reaccionó para producir los 195 mL de H 2 gaseosoe n l asc ondicionesd escritase n e le jem plo1 2.15. (b) ¿Q ué m asa de ag u a debe reaccionar p ara p roducir los 195 m L de H 2? E n el capítulo 11, nuestra capacidad p ara resolver problem as estequiom étricos era lim itada porque todas las cantidades de los gases debían estar expresadas en gram os o en núm ero de moles. Ahora, con la ley del gas ideal, podem os convertir de m oles a volumen de gas (y viceversa) en cualesquiera condiciones que se especifiquen. D e este modo, además de aplicar las leyes de los gases para m anejar los cambios de P, V y T, hem os expandido nuestra capacidad para resolver una am plia variedad de problem as estequiométricos.

Resumen del capítulo Los gases carecen de forma definida, son compresibles, su densidad es pequeña, ejercen una presión uniforme y se mezclan espontáneamente. Todas estas propiedades físicas de los ga­ ses se explican mediante la teoría cinética molecular, la cual afirma que los gases se compo­ nen de partículas pequeñísimas (separadas por grandes distancias) que se mueven todo el tiempo, con rapidez y al azar. Las partículas de los gases carecen de fuerzas de atracción apreciables, sus colisiones son perfectamente elásticas, y a una misma temperatura todos los gasest ienenl am ismae nergíac inética( E.C. = \ m v 2). Ciertos hechos acerca de los gases se pueden resumir comparando dos gases muy conoci­ dos, H2 y O2, que se hallan en tanques separados de igual volumen y a la misma presión y tem­ peratura. Hay el mismo número de moléculas en ambos tanques (hipótesis de Avogadro), y su energía cinética también es igual, pero las moléculas de H2, más ligeras, necesitan moverse con más rapidez para ejercer la misma presión que las moléculas de O2, más pesadas. Los hechos fundamentales acerca de las leyes de los gases se resumen en la tabla siguiente.

Ley

Ecuaciones

DeB oyle

PV = k

DeC harles

C onstantes PV1 = P 2 V2 n y T Vi v2 n yP T i~ T2

DeG ay-Lussac í - ‘

Pi _ P 2 Ti ^

Combinada

P 1 V 1 _ p 2v 2 n Ti T2

S¥ ~ t n

Del gas ideal

^ =k =R ríT

De D alton

P total = P 1 + P 2 + P 3 + •••

*

II

De Avogadro

PV = nRT

nyV

Tipo de relación InVersa: Paumenta’ Vdisminuye Directa: Taumenta Vaumenta DireCta: Taumenta ’ P aumenta Directae i nversa

TyP

Directa: naumenta , Vaumenta

R

P, V, n y T sonv ariables interdependientes todas ellas

Ty V

Aditiva

Una temperatura normal de 273 K (0°C) y una presión normal de 1 atm (760 torr) cons­ tituyen en conjunto la definición de lo que se conoce como condiciones estándar llamadas TPE. A TPE, el volumen molar de cualquier gas es de aproximadamente 22.4 L/mol. La densidad de un gas a TPE se calcula dividiendo su masa molar entre el volumen molar. Co­ mo lo indica la ley de Dalton, las presiones de los gases son aditivas: la presión total es igual a las umad el asp resionesp arcialesi ndividuales. Las variaciones de P, V y T de una muestra determinada de un gas se calculan con base en la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac o la ley combinada de los gases. Con respecto a una muestra determinada (n moles) de gas en cualesquiera condiciones de P, V y T, la ley del gas ideal, P V = nR T permite calcular cualquier valor individual faltante si se conocen los demás valores necesarios. Las unidades de P, V y T que se empleen en esta ecuación deberán coincidir con las unidades de la constante universal de los gases, R, que es 0.0821 L-atm/mol-K. La aplicación de las ecuaciones y relaciones que se describen en este capítulo nos permite comenzar a entender propiedades importantes de los gases, así como la forma de manejar los problemas en los que intervienen gases puros o mezclas de gases. E v a lú a tu c o m p re n s ió n : r e p a s o y a u to e v a lu a c ió n 1. Describec incop ropiedadesf ísicasc aracterísticasd el osg ases.[ 12.2] 2. Describe el comportamiento de los gases en términos de cinco supuestos de la teoríac inéticam olecular( TCM). [12.2] 3. Define la presión y explica cómo ejerce presión un gas. [12.3] 4. Describee lu soy e lf uncionamientod eu nb arómetrod em ercurio.[ 12.3] 5. Describey u tilizat resu nidadesd iferentesp arae xpresarl ap resión. [12.3] 6. Describe (matemáticamente y con palabras) y aplica la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac, la ley de Dalton, la hipótesis de Avogadro y la ley de Avoga­ dro. [12.4-12.12] 7. Interpretag ráficasd ep resión,v olumeny t emperaturad eg ases.[ 12.4-12.6] 8. Resuelve problemas referentes a los cambios de presión, volumen y temperatura. [12.4-12.8] 9. Indica cuáles son la temperatura y la presión estándar y el volumen de un gas a TPE. [12.7-12.10] 10. Resuelvep roblemasr eferentesa v olúmenesy m olesd eg ases.[ 12.9] 11. Calcula la densidad de los gases a TPE con base en el volumen molar. [12.10] 12. Explica y utiliza la ley del gas ideal para resolver problemas. [12.11] 13. Aplica la ley de Dalton para calcular la presión de un gas recogido sobre agua. [12.12] 14. Resuelve problemas estequiométricos en los que intervengan gases, líquidos y só­ lidos. [ 12.13]

T é rm in o s c la v e atmósfera (unidadd ep resión) [12.3] barómetro [12.3] colisionesp erfectamenta elásticas[ 1 2 .2] condicionese stándar[ 12.7] cons tan te u niver sal d e l os gases[ 12 .1 1 ] di fu sión [ 1 2 .2]

energíac inética[ 12 .2 ] gas ideal [12 .1 1 ] gases reales [1 2 .1 1 ] hipótesis de Avogadro [12.9] ley combinada de los gases [12 .8] ley d e Avo ga dro [ 12.9] ley de Boyle [12.4] ley de Charles [12.5]

ley de Dalton de las presiones parciales[ 1 2 .12 ] ley de Gay-Lussac [12.6] ley de los volúmenes de combinación[ 12.13] ley del gas ideal [1 2 .1 1 ] pre sión [ 12.3] presióna tmosférica[ 12.3] presión de vapor [ 12 .12 ]

presióne stándar[ 12.3] presiónp arcial[ 1 2 .12 ] temperaturay p resión estándar[ 12.7] teoríac inéticam olecular (teoríac inética)[ 12 .2 ] torr (mm Hg) [12.3] volumenm olar[ 1 2 .10]

P ro b le m a s T e o ría c in é tic a m o le c u la r( TCM) 12.1

Los gases carecen de forma o volumen definido; se ex­ panden hasta llenar el recipiente que los contiene. Explica esta propiedad física en términos de la teoría cinética molecular (TCM).

12.2

Los gases son compresibles, su densidad es pequeña y se difunden (mezclan). Explica estas propiedades físi­ cas en términos de la teoría cinética molecular (TCM).

12.3

Con base en la TCM, explica por qué aumenta la pre­ sión de un gas cuando su volumen se reduce a temperaturac onstante.

12.4

Con base en la TCM, explica por qué las partículas de helio y de nitrógeno tienen la misma energía cinética cuando se hallan en estado gaseoso en tanques y en las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura.

12.11

Con base en la TCM, explica por qué se puede perci­ bir el aroma característico del café en una habitación distintad ea quéllad ondes ee stáp reparando. 12.12 Con base en la TCM, explica por qué dormir en un col­ chón de aire es más cómodo que dormir en el suelo. 12.13 Con base en la TCM, explica por qué se puede introdu­ cir aún más aire en un neumático de automóvil que ya parece tener toda la presión necesaria. 12.14 Con base en la TCM, explica por qué las burbujas de gas del agua en ebullición se agrandan al acercarse a la superficie. ¿Por qué suben las burbujas a la superficie? A tm ó s fe ra y p r e s ió n a tm o s fé ric a 12.15

12.5

De acuerdo con la TCM, ¿cómo cambia la temperatura cuando la velocidad media de las partículas disminuye?

12.16

12.6

De acuerdo con la TCM, ¿cómo cambia la presión cuan­ do las partículas de un gas golpean con menos frecuen­ cia las paredes de un recipiente?

12.17

Un tanque de helio y un tanque de criptón tienen la misma presión, volumen y temperatura. Compara (sin emplear números) la energía cinética, masa, rapidez de movimiento y número de partículas de cada tanque. Explica tu razonamiento.

12.19 12.20

12.7

12.8

12.9

12.10

El tanque A tiene un volumen de 10. L y contiene 800. g de O2. El tanque B tiene un volumen de 5.0 L y contiene 400. g de O2. To man do la TCM co mo ba se de juicio, compara la presión de los dos tanques (a temperaturac onstante). La densidad se define como masa por unidad de volu­ men. Dos tanques de oxígeno gaseoso, A y B, tienen el mismo volumen y temperatura, pero el tanque A está a una presión mayor. ¿Cuál muestra de gas tiene mayor densidad? Explica tu respuesta en términos de partícu­ las por volumen equivalente. Dos globos de aire caliente, A y B, tienen el mismo vo­ lumen y presión gaseosa, pero la temperatura del gas en el globo A es mucho más alta que en el globo B. ¿Cuál es el gas de mayor densidad?

12.18

12.21

¿A qué nos referimos cuando hablamos de la atmósfera de la Tierra? M enciona los cuatro gases principales presentes en nuestraa tmósfera. Definel ost érminosp resióny p resióna tmosférica. ¿Por qué la presión atmosférica es mayor al nivel del marq uea g randesa ltitudes? ¿Cómof uncionau nb arómetrod em ercurio? ¿Por qué no se escurre todo el mercurio fuera de un barómetrod em ercurio? Efectúa las conversiones de presión de gas que siguen. a. 1.00 atm = ? torr b. 912 torr = ? atm c. 0.500 atm = ? m m Hg d. 1200l b/pulg2 = ? atm e. 2.00 atm = ? kPa f. 3.0 pulg Hg = ? atm

12.22 Efectúa las conversiones de presión de gas que siguen. a. 10 atm = ____ l b/pulg2 b. 646 torr = ____ atm c. 3.5 atm = ____ torr d. 35l b/pulg2 = ____ atm e. 35l b/pulg2 = ____ torr f. 14.7l b/pulg2 = ____ kPa

12.23

¿Qué relación específica acerca de los gases descubrió Robert Boyle? Explica por qué una bomba para neumá­ tico de bicicleta sirve como modelo de la ley de Boyle.

12.24

¿Qué significa la expresión “inversamente proporcio­ nal”? ¿Cómo se reconoce una gráfica que representa unap roporcióni nversa?

12.34

12.25

Con base en los datos de P y V siguientes, calcula el valor de k correspondiente a un experimento de la ley de Boyle. Expresa tu respuesta en notación científica.

12.35

Presión (torr)

Volumen (m L)

P x V k

828

90.0

?

980

76.0

?

1263

59.0

?

1656

45.0

?

12.26

¿En qué circunstancias es PjVj igual a P 2V2 con res­ pecto a un gas? ¿Cómo se aplica esto a los datos del problema 12.25?

12.27

Un cilindro de motor de automóvil con un volumen de 400. cm3 se comprime a un volumen de 100. cm3 a tem­ peratura constante. Si la presión gaseosa inicial era de 1 atm, ¿cuál es la presión final?

12.28

Un tanque contiene 500. mL de aire comprimido a 1800. torr. ¿Qué volumen ocupará el aire comprimido a 750. torr, suponiendo que la temperatura no cambia?

12.29

El oxígeno que se utiliza en cierto hospital se guarda a una presión de 2200. lb/pulg2 en cilindros de gas con un volumen de 60.0 L. ¿Qué volumen ocuparía el gas de un cilindro a la presión atmosférica de 14.7 lb/pulg2? Si el gasto de gas hacia un paciente se ajusta a 8.00 L/min, ¿cuánto tiempo (en horas) durará el tanque?

12.30

12.36

12.37

12.38

12.39

12.40 12.41

12.42

12.43 R e la c io n e s d e v o lu m e n y te m p e r a tu r a d e lo s g a se s ¿Qué relación específica acerca de los gases descu­ brió Charles? ¿Qué tipo de proporción interviene? ¿Qué clase de curva se obtiene al graficar el volumen del gas en función de su temperatura?

12.32

Explica por qué un globo de caucho lleno de aire a temperatura ambiente, que luego se enfría a una tem­ peratura mucho más baja, sirve como modelo de la ley de Charles.

12.33

Calcula una razón entre el volumen y la temperatura Kelvin de cada uno de los datos que se muestran en la gráfica de la Fig. 12.11. Los valores son los siguientes.

Temperatura (K)

4.00

373

2.93

273

1.85

173

0.78

73

Explica cómo se puede determinar el cero absoluto a partir de datos experimentales de la ley de Charles. (Véase la Fig. 12.11.) Un globo lleno de helio tenía un volumen de 400. mL cuando estaba a —120.°C. ¿Cuál será el volumen del globo luego de calentarlo en un horno a 100.°C, supo­ niendo que la presión no cambia? Un globo lleno de helio tenía un volumen de 5.00 L a 27°C. ¿Cuál será su volumen a —93°C, suponiendo que la presión no cambia? Si una muestra de 1500. mL de aire a 22°C se enfría lo suficiente para que su volumen disminuya a 750. mL a presión constante, ¿cuál es la temperatura Celsius final que se necesita? ¿Cuál fue el cambio de temperatura? Si una muestra de 1500. mL aire a 20.°C se enfría lo su­ ficiente para expandir su volumen a 1750. mL a presión constante, ¿cuál es la temperatura Celsius final que se necesita? ¿Cuál fue el cambio de temperatura?

R e la c io n e sd e p r e s ió n y t e m p e r a tu r a

Un tanque de 13.0 L que se utiliza para bucear se lle­ nó con aire a una presión de 115 atm. ¿Qué volumen (en litros) ocupará el gas a una presión de 775 torr? (Primero expresa todas las presiones en las mismas unidades; v. gr., atm.)

12.31

Volumen (L)

12.44

Describe en términos de la teoría cinética molecular la relación entre presión y temperatura de una mues­ tra fija de gas a volumen constante. M enciona dos objetos que sirven como modelos de la leyd eG ay-Lussac.E xplicat ur espuesta. Se arroja dentro de un incinerador que funciona a 750.°C una bombilla eléctrica con una presión interna de 720. torr a 20.°C. ¿Qué presión interna deberá ser capaz de soportar la bombilla para que no se rompa? El aire que está dentro de un frasco de judías verdes envasadas en casa se calienta al punto de ebullición del agua (100.°C), y se cierra el frasco herméticamen­ te a esa temperatura. ¿Cuál será la presión dentro del frasco cuando éste se enfríe a la temperatura ambien­ tal de 20.°C? Un neumático de automóvil tenía una presión manométrica de 30. lb/pulg2 a 20.°C. Después de una ca­ rrera, se encontró que la presión manométrica era de 34 lb/pulg2. Suponiendo que el volumen no cambia, ¿cuál era la temperatura Celsius del aire del neumático? Sugerencia: La presión manométrica no es la presión total; es necesario sumar 14.7 lb/pulg2 a las presiones manométricas para hacer los cálculos. Un neumático de automóvil tenía una presión ma­ nométrica de 32 lb/pulg2 en un día de otoño en que la temperatura era de 22°C. En el invierno, cuando la temperatura descendió a —23°C, ¿cuál era la presión manométrica del neumático, suponiendo que no hubo cambiod ev olumen?

L ey c o m b in a d a d e lo s g a se s

12.58

¿Qué volumen ocupan 0.200 g de hidrógeno a TPE?

12.45

12.59

¿Cuántos miligramos de CO2 hay en una botetla de 4.00 L llena de este gas a TPE?

12.60

¿Cuántos miligramos de oxígeno hay en una botella de 4.00 L llena de este gas a TPE?

12.61

¿Cuántos moles de helio pueden estar dentro de un glo­ bo que tiene un volumen de 6.00 L a TPE?

12.62

¿Cuántos moles de N 2 pueden estar dentro de un glo­ bo que tiene un volumen de 6.00 L a TPE?

12.63

¿Cuále sl ad ensidadd eln itrógenog aseosoa TPE?

12.64

¿Cuál es la densidad del CO2 gaseosoa TPE?

12.65

¿Cuál es la densidad del cloro gaseoso a TPE?

12.66

¿Cuál es la densidad del aire a TPE? Supón que la masa molar del aire es de 28.8 g /m o l porque es una mezcla de gases, principalmente nitrógeno (80.0%) y oxígeno (20.0%).

12.46 12.47

12.48

12.49

12.50

¿Qué volumen ocuparán a TPE 25.2 mL de hidrógeno gaseoso a 21°C y a una presión de 1.96 atm? ¿Qué volumen ocuparán a TPE 150. mL de neón ga­ seoso a 23°C y 710. torr? Si una muestra de argón gaseoso tiene un volumen de 800. mL a 10.°C y 1.00 atm, ¿cuál será su presión (en atm) a una temperatura de 100.°C si el volumen au­ menta a 850. mL? Un globo lleno de helio tenía un volumen de 8.50 L en el suelo a 20.°C y a una presión de 750. torr. Cuando se le soltó, el globo se elevó a una altitud donde la tempe­ ratura era de —20.°C, y la presión de 425 torr. ¿Cuál era el volumen del gas del globo en estas condiciones? Un mol de gas tiene un volumen de 22.4 L a TPE. ¿Qué volumen ocupará el gas a 100.°C cuando la presión es de 1.2 atm? Calcula además el aumento porcentual del volumen dividiendo el aumento de volumen entre el volumen original y expresando el cociente como por­ centaje. Un mol de helio tiene un volumen de 22.4 L a TPE. ¿Qué volumen ocupará el gas si se enfría en un glo­ bo a una temperatura de —52°C a una presión de 744 torr? ¿Cuál fue la reducción porcentual de volumen al enfriar el gas?

G a s e s i d e a le s 12.67

¿Qué es un gas ideal? ¿Puedes mencionar alguno?

12.68

¿En qué difieren los gases reales de los gases ideales?

12.69

Cuando la constante universal de los gases, R, tiene un valor de 0.0821, ¿cuáles son las unidades específi­ cas que se deben emplear?

12.70

Empleando valores apropiados del volumen de un mol de gas a TPE, y aplicando un método similar al que se muestra en el texto para calcular R, determina el valor apropiado de R con las unidades L-torr/mol-K.

12.71

¿Qué presión ejercen, en atmósferas, 44.0 mol de propano en un tanque de 36 L a 22°C?

12.72

¿Qué presión ejercen, en atmósferas, 0.120 mol de vapor de agua en su punto de ebullición de 100.°C, si el volumen está contenido en una tetera de 2.00 L?

12.73

¿Cuántos gramos de helio hay en un globo que con­ tiene 8.50 L del gas a una temperatura de 20.°C y a una presión de 800. torr?

12.74

¿Qué volumen ocuparán 10.0 g de oxígeno gaseoso a una temperatura de 22°C y a una presión de 740. torr? Sugerencia: Cambia las unidades de presión a atmós­ feras.

V olu m e n y m o le s d e g a s e s ( A v o g ad ro ) 12.51

12.52

12.53

12.54

12.55

12.56

Escribe la ecuación matemática que relaciona el volu­ men y los moles de gas. Describe con palabras el significadod el ae xpresiónm atemática. Si tengo volúmenes iguales de dos gases a una misma temperatura, ¿qué es lo que puedo saber acerca del número de moléculas de cada gas? Explica tu respuesta mediante enunciados de Avogadro. Si tengo una botella de 1.0 L llena de oxígeno gaseoso a presión y temperatura ambientales, y tengo además una botella de 2.0 L llena de oxígeno gaseoso a la mis­ ma presión y temperatura, describe cuántas moléculas de gas hay en la botella más grande con base en la hi­ pótesis de Avogadro. Si tengo una botetla de 500. mL llena de amoniaco gaseoso, y tengo además una botella de 2.00 L llena de oxígeno gaseoso a la misma presión y temperatura, ¿qué es lo que puedo saber respecto a la proporción de moles de los gases en las botellas? Si 0.250 mol de cloro ocupan un volumen de 6.38 L, ¿cuál sería el volumen de 0.450 mol de cloro a la mismap resióny t emperatura? A cierta temperatura y presión, 4.12 g de CO2 ocupa­ ban un volumen de 2.37 L. ¿Cuál será el volumen de 0.500 mol de CO2 en lasm ismasc ondiciones?

V o lu m e n m o la r y d e n s id a d d e g a s e s 12.57

¿Qué volumen ocupan 0.200 g de oxígeno gaseoso a TPE?

P r e sio n e s p a r c ia le s 12.75

Un recipiente contiene oxígeno a una presión parcial de 0.25 atm, nitrógeno a una presión parcial de 0.50 atm y helio a una presión parcial de 0.20 atm. ¿Cuál es la pre­ sión dentro del recipiente?

12.76

Un recipiente contiene el mismo número de moléculas de nitrógeno, oxígeno y dióxido de carbono. La presión total es de 750. torr. ¿Cuál es la presión parcial de nitró­ geno en el recipiente?

12.77

La presión en la superficie de Venus es de aproxima­ damente 100. atm. El dióxido de carbono constituye aproximadamente el 97.0% de los gases atmosféricos. ¿Cuál es la presión parcial de CO2 en la atmósfera de Venus?

12.78

La presión atmosférica en la superficie de M arte es de aproximadamente 6.0 torr. La presión parcial de dió­ xido de carbono es de 5.7 torr. ¿Qué porcentaje de la atmósferam arcianae sd ióxido dec arbono?

12.79

Se recoge oxígeno gaseoso sobre agua a una temperatu­ ra de 25°C. Si la muestra recolectada tiene una presión de 740. torr, ¿cuál es la presión parcial de oxígeno en el recipiente? (Puedes consultar la tabla 12.2.) Si la mues­ tra de gas tiene un volumen de 95.0 mL, ¿cuántos moles de O2(g) hay en ella?

12.80

Se recoge hidrógeno gaseoso sobre agua. Si la muestra de 50.0 mL de gas que se recogió tiene una temperatu­ ra de 22°C y una presión de 744 torr, ¿cuál es la presión parcial de hidrógeno? ¿Cuántos moles de H2(g) se reco­ lectaron?

primera etapa de la producción de ácido nítrico por el proceso Ostwald, ¿qué volumen de O 2 (g) se necesita at emperaturay p resiónc onstantes? 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g )-----> 4 NO(g) + 6 ^ O ( g ) 12.86

En la parte exterior de la atmósfera terrestre, el ozo­ no, O 3 (g), reacciona con el óxido nítrico para formar O 2 (g) y NO 2 (g) por una reacción del tipo de radicales libres. Por cada 400. L de ozono que se destruyen, ¿cuántos litros de NO 2 (g) se forman en esta reacción at emperaturay p resiónc onstantes?

12.87

El etanol, C 2H 5OH, se produce por fermentación de azúcares, pero al mismo tiempo se forma CO 2 . La ecua­ ción de la fermentación de la glucosa, C 6 H 12 O 6 , es

O 3 (g) + N O (g )----- > O 2 (g) + NO 2 (g)

E s te q u io m e tr ía d e ga se s

C 6 H 12O 6 ----- > C 2 H 5 OH + CO 2 (g)

12.81

¿Qué volumen de CO 2 (g) se produce a una temperatura de 20.°C y a una presión de 1.00 atm por la fermenta­ ción de 500. g de glucosa?

El acetileno gaseoso, C2H2, es el combustible que se utilizae nl asa plicacionesd es oldadurao rdinarias. a. Si los tanques de acetileno y de oxígeno que se em­ plean tienen la misma presión, volumen y tempera­ tura, ¿cuántos tanques de oxígeno se necesitarían para suministrar el oxígeno suficiente para quemar un tanque de acetileno? La ecuación es

12.88

12.82

¿Cuántos mililitros de acetileno puede producir, a una temperatura de 20.°C y a una presión de 740. torr, la reacción completa de 2.50 g de CaC 2 ? 12.89

Durante la combustión completa del metano (presente en el gas natural) se producen dióxido de carbono y va­ por de agua. Si se comparan los dos gases a la misma temperatura y presión, ¿cuántos litros de vapor de agua se producen durante la formación de 12.0 L de CO2? La ecuación es

El monóxido de carbono que llega a formarse durante la combustión de la gasolina reacciona con oxígeno ga­ seoso en el convertidor catalítico caliente del sistema de escape para formar dióxido de carbono. La ecuación sin ba lan cear es CO(g) + O2(g )------ >CO2(g)

Si 2.15 g de magnesio reaccionan totalmente, ¿qué volumen de hidrógeno se puede producir a TPE? (No tomes en cuenta la presión de vapor del agua.) ¿Cuál será el volumen si el gas está a 735 torr y a una temperaturad e2 5°C?

El ozono (O3) de las capas altas de la atmósfera se des­ compone y forma oxígeno gaseoso. La ecuación es 2 O3(g )----- > 3 O2(g) Si 10 000 litros de ozono se convierten en oxígeno ga­ seoso a la misma temperatura y presión, ¿qué volum end eo xígenos ef ormará?

12.85

12.90

Cuando se queman totalmente 500. g de octano, C 8H 18 , ¿qué volumen de CO 2 (g) se produce a la presión atmos­ férica normal y a una temperatura de 18°C? Aquí se muestra la ecuación de la reacción sin balancear.

(sin balancear)

¿Qué volumen de dióxido de carbono se formará duran­ te la oxidación de 38.0 L de monóxido de carbono, si se supone que no cambia la temperatura ni la presión de los gases? 12.84

El magnesio metálico reacciona con ácido clorhídrico, HCl(ac), para producir hidrógeno gaseoso de acuerdo con la ecuación siguiente. Mg(s) + 2 H C l(ac)----- > MgCL(ac) + H (g )

CH4(g) + 2 O2(g )----- > CO2(g) + 2 H2O(g) 12.83

El carburo de calcio, CaC 2 , reacciona con agua y produ­ ce acetileno gaseoso, C 2H 2 , que los espeleólogos que­ man en lámparas de minero cuando exploran cavernas. CaC 2 (s) + 2 H O ( l) ----- > Ca(OH) 2 + C 2 H 2 ®

2 C2H2(g) + 5 O2(g )----- > 4 CO2(g) + 2 ^ O ( g ) b. Propón una explicación de por qué los soldadores suelen emplear una carretilla que lleva un tanque pe­ queño de acetileno y un tanque grande de oxígeno.

(sin balancear)

Cuando 160. L de amoniaco gaseoso reaccionan con O 2(g) para formar óxido nítrico y vapor de agua en la

C 8 H J 8 0) + O 2 (g )------> CO 2 (g) + H 2 O(g) 12.91

(sin balancear)

La azida de sodio, NaN 3(s), reacciona con óxido de hierro(III) para formar un gran volumen de nitrógeno gaseoso, capaz de llenar una bolsa de aire para proteger a los ocupantes de un automóvil. ¿Cuántos gramos de NaN 3 se necesitan en una reacción que llena una bolsa de 5.50 L a una presión de 1.20 atm y a una temperatu­ ra de 18°C? (Considera 6 mol de NaN 3 para balancear la ecuación.) NaN 3 (s) + Fe 2 O 3 (s)----- > N a 2O(s) + Fe(s) + N 2 (g)

(sin balancear)

12.92

Cuando la azida de sodio, NaN3(s), reacciona con óxido de hierro(III) para formar un gran volumen de nitrógeno gaseoso que llena una bolsa de aire para proteger a los ocupantes de un automóvil, ¿cuántos gramos de NaN3

se necesitan para llenar una bolsa de 5.50 L de modo que el gas esté a TPE? NaN3(s) + Fe2O 3(s )----- > N a2O(s) + Fe(s) + N 2(g)

(sin balancear)

Estudiantes en

acción Haz las siguientes actividades en las que podrás trabajar con un gas de forma fácil y divertida. ¿ D e q u é e s tá lle n a u n a p r o b e ta v a c ía ? M a te ria le s 1 caja de ce rillo s de pabilo

1 p la to h o n do o crista liza d o r

V id rio de reloj

1 globo

H id ró x id o de calcio

Espátula

1 p ro b e ta de 10 mL

Agua destilada

A g ita d o r de vid rio

Agua

Vaso de p re c ip ita d o s de 100 mL

Un p o p o te

P ro c e d im ie n to 1. Coloca 10 mL de agua en el plato. 2. Toma un cerillo de pabilo y considera una línea imagina­ ria que lo parte en dos de manera horizontal (sin incluir la cabeza). Haz un doblez en ese punto y, con cuidado, de­ senrolla la mitad del pabilo, de tal manera que quede como “un barquito”, como se aprecia en la figura. Otra opción es que sujetes el cerillo a la base del plato con ayuda de un trocito de plastilina. 3.

Pon a flotar el cerillo en el plato con agua (o en su caso, fíjalo con plastilina y agrega agua). Introduce la probeta invertida, de tal manera que cubra el cerillo y toque el fondo. ¿Entra el agua en la probeta invertida? A nota tus observaciones.

4.

Retira la probeta, enciende el cerillo, e inmediatamente después tápalo con la probeta invertida como hiciste en el paso ante­ rior. M ide el nivel del agua dentro de la probeta. Escribe tus observaciones.

C ontesta las preguntas. a) ¿Por qué el agua no penetra en la probeta cuando el cerillo está apagado?

b) ¿Por qué cuando el cerillo estaba encendido el agua penetró hasta cierto nivel en la probeta? ¿Significa algo?

c) ¿Cuál es el gas que se consume en la combustión?

d) ¿Qué porcentaje del volumen del aire ocupa este gas?

e) ¿Cuál es el combustible? ¿Cuál es el comburente?

¿ D e q u é e s tá lle n o u n g lo b o in f la d o ? P ro c e d im ie n to 1.

Infla el globo hasta un diámetro de 10 cm o hasta que percibas que ya llegó a su volumen máximo de llenado.

2.

P repara 50 m L de una disolución saturada de hidróxido de calcio C a(O H )2 (agua de cal) y colócala en un vaso de precipitados de 100 mL.

3.

Sumerge un extremo del popote en la disolución de Ca(OH)2 y, con mucho cuidado, inserta el otro extremo en la boca del globo inflado. Deja que se vacíe el contenido del globo en esta disolución.

4.

Observa si hay un cambio en el aspecto de la disolución. ¿Qué ocurre? Describe tus observaciones.

5.

Investiga cuál es la composición del gas que exhalaste para inflar el globo y si es una mezcla de ciertos gases. Identifica sus propiedades físicas y químicas y con esta información fundamenta lo que observaste en el paso número 4. Escríbelo brevemente en las líneas.

6.

De acuerdo con las propiedades físicas de los gases y como resultado de esta experiencia práctica, contesta lo siguiente (apóyate en la información de la página 340). P ropiedad física Forma de los gases Compresibilidad Densidad Presión ejercida Difusión

O bservaciones

13

Líquidos y sólidos

C O N T E N I D O 13.1

Gases, líquidos y sólidos: algunas generalizaciones

13.2

Fuerzas interiónicas e intermoleculares

13.3

El estado líquido

13.4

Vaporización y condensación

13.5

El estado sólido

13.6

Fusión y congelación

13.7

Curvas de calentamiento y enfriamiento

13.8

Agua: un líquido fuera de lo común Este panorama del canal Grandidier, en la Antártida, captura la belleza del agua en tres estados físicos. A unque no puedes verla, el agua en estado gaseoso está presente en las nubes y en el aire. El agua líquida del canal y el agua sólida, hielo y nieve, son formas diferentes del agua en los dos estados condensados, los cuales serán el objeto de estudio de este capítulo.

n el capítulo 8 se expuso el tem a de los enlaces quím icos, con énfasis en la form a en que se com binan los átom os y en las razones p o r las que los elem en­ tos reaccionan p ara form ar com puestos. A hora se exam inarán con m ás d eteni­ m iento las razones p o r las que algunas sustancias son sólidas, otras líquidas, y otras m ás son gaseosas a un a m ism a tem peratura. L as partículas de un gas se desplazan p o r todas partes al azar, pero las partículas de los líquidos y de los sólidos se m antienen estrecham ente unidas, retenidas p o r las fuerzas de atracción. L as partículas de un gas interactúan tan poco unas con otras que éste carece de volum en y de form a específi­ cos. E n el estado líquido, las partículas se m antienen unidas co n la fuerza suficiente para ajustarse a un volum en específico, aunque su form a no es rígida. E n el estado sólido, las partículas se m antienen juntas tan rígidam ente que tanto la form a com o el volum en de la m uestra son fijos.

E

D ebido a estas m isteriosas fuerzas de atracción las gotas de agua se sostienen sobre el vidrio y en las superficies planas de un autom óvil encerado. D an form a y volum en a los líquidos y a los sólidos, que son las form as condensadas de la m ateria. También a ellas se debe el punto de ebullición relativam ente alto del agua, los puntos de ebullición relativa­ m ente bajos del éter etílico (36°C) y del hexano (69°C), la incapacidad del agua para disol­ verse en aceite y los efectos de enfriam iento que se producen durante la evaporación. E n este capítulo se estudiarán los cam bios de estado de la m ateria, incluso lo que ocurre cuando un sólido se transform a en líquido, o un líquido en un gas. ¿E s esto im por­ tante? Bueno, piensa en la transpiración. A ju zg ar p o r la cantidad de publicidad que se dirige contra este hum ilde líquido, habría que pensar que es una m olestia innecesaria. Sin em bargo, si no fuera po r el efecto de enfriam iento que se produce durante la trans­ form ación de líquido a vapor sobre la superficie de la piel, nos resultaría difícil la sim ple supervivencia en clim as cálidos, no se diga el realizar una actividad física vigorosa. Estos efectos, y otras propiedades de los líquidos y de los sólidos, se explican en térm inos de la m ism a teoría cinética m olecular que nos perm itió explicar las propiedades físicas de los gases.

.

13.1

Gases, líquidos y sólidos: algunas generalizaciones

L as pequeñísim as partículas individuales de un gas están separadas p o r grandes distan ­ cias; por esta razón, los gases se pueden com prim ir considerablem ente. E n cam bio, en los líquidos y sólidos las partículas individuales están en contacto unas con otras, p o r lo cual es m uy poco lo que se pueden com prim ir. P ara ilustrar esta enorm e diferencia de separación entre las m oléculas en estado gaseoso y en los estados condensados (líqui­ dos y sólidos), considera un volum en específico de vapor de agua (un gas) y com páralo con el m ism o volum en de agua líquida. •

A una tem peratura de 20.°C y a una presión de 1 atm, 1 m ol de vapor de agua (6.022 X 1023 m oléculas) ocupa 24.0 L, com o lo indica el cálculo siguiente con b ase en la ley del gas ideal.

V =

nRT P

•

1 mol

X

0.0821 L-atm 1 atm

X

X

293 K

= 24.0 L

mol-K

P ara llenar este m ism o volum en (24.0 L) con agua en estado líquido, el núm ero de m oléculas que se necesita es m uchas veces mayor. P ara saber cuántas veces mayor, com enzarem os por suponer que 24.0 L de agua tienen un a m asa de 24 000 g, porque la densidad del agua líquida es de aproxim adam ente 1.00 g/m L. Tam bién em ­ plearem os la m asa m olar del agua (18.0 g/m ol). C on estos valores y con el núm ero de A vogadro, se puede calcular el núm ero de m oléculas de agua líquida que se necesita p ara llenar un recipiente de 24.0 L , com o aquí se m uestra.

= 8.03 X 1026 moléculas

•

A hora, al dividir este núm ero de m oléculas de agua líquida presentes en 24.0 L entre el núm ero de m oléculas de vapor de agua (un gas) que hay en 24.0 L ,

Número de moléculas de agua líquida 8.03 X 1026 __________________________________ = ___________ = 1 33 Número de moléculas de agua gaseosa 6.022 X 1023 ‘

X

103

se advierte que hay aproxim adam ente 1300 veces m ás m oléculas de líquido que de gas en el m ism o volum en. P or consiguiente, las m oléculas de un líquido deben hallarse en un a situación de gran hacinam iento (Fig. 13.1).

▼ R eflexiona ▼ d e te n id a m e n te ▼ p o r pasos

c (

® 0

Figura 13.1 Hay aproximadamente mil veces más moléculas en un volumen dado de un líquido que en el mismo volumen de un gas.

9

W *— Gas

I C onexión con el aprendizaje Las fuerzas interm oleculares son las fuerzas de atracción entre una molécula y las moléculas vecinas. Las fuerzas intram oleculares son las que existen entre átomos dentro de una molécula, debido a los enlaces químicos.

v Líquido

Incluso en el estado gaseoso existe cierta atracción entre las moléculas. Estas fuerzas de atracción entre m oléculas reciben el nom bre de fu erza s in term o lecu lares. I Las atrac­ ciones pueden ser tan grandes que originan desviaciones respecto al com portam iento “ideal”, com o se explicó en el capítulo 12. E n general, sin embargo, estas fuerzas interm o­ leculares son m ucho m ás débiles en el estado gaseoso que en los estados líquido y sólido. A ntes de estudiar con detenim iento los tipos específicos de fuerzas interm oleculares, conviene repasar algunas generalizaciones acerca de los gases, líquidos y sólidos.

Gases, líquidos y sólidos: algunas generalizaciones 1. Todos los gases o bien son m onoatóm icos (constituidos por átom os individuales como H e y Ar), o están form ados p o r m oléculas con enlaces covalentes (como N 2 y CO 2).

I Conexión con el aprendizaje

2. Todos los líquidos puros a tem peratura am biente (com o el etanol, C 2H 5O H, y el agua) se com ponen de m oléculas con enlaces covalentes. E l m ercurio y el brom o son excepciones, pues se trata de elem entos que son líquidos a tem peratura am bien­ te. L os líquidos no polares son m iscibles con otros líquidos no polares. L os líquidos polares I son inm iscibles (no m iscibles) con los líquidos no polares.

Una molécula polar tiene una forma molecular y una distribución electrónica no equilibradas, por lo que una región es más negativa que otra. La forma molecular y la distribución electrónica de una molécula no polar están equilibradas y son simétricas.

3. A unque no se puede hacer u na generalización que abarque todos los sólidos, es válido afirm ar que todos los com puestos iónicos son sólidos cristalinos a tem pera­ tura am biente, con puntos de fusión relativam ente altos (de 300°C a 1200°C, aproxim adam ente) porque sus enlaces iónicos son m uy fuertes. E n estado de fusión o disueltos en agua, los iones disociados conducen una corriente eléctrica. L os com ­ puestos iónicos son poco solubles en líquidos no polares. 4. Todos los m etales son sólidos a tem peratura am biente (alrededor de 22°C) salvo el m ercurio, que es líquido en estas condiciones. L os m etales conducen tanto el calor com o la electricidad en estado sólido. A lgunos m etales se funden a tem peraturas bajas; en cam bio, otros lo hacen sólo a tem peraturas altas. E l intervalo de variación es m uy grande: el cesio y el galio tienen puntos de fusión de 29 y 30°C, respectiva­ m ente; la plata y el hierro se funden a 961 y 1536°C, respectivam ente; pero el tung­ steno encabeza la lista con un punto de fusión de 3407°C. 5. M uchas sustancias m oleculares (con enlaces covalentes) son sólidos a tem peratura am biente; por ejem plo, la glucosa, C6H 12O 6; el fósforo, P4; el azufre, S8; y m o lécu ­ las orgánicas com o los carbohidratos, las ceras y los plásticos. E l estado físico de una sustancia m o lecular a u na tem peratura determ inada guarda relación con su m asa m olar, las partículas con m ás m asa experim entan atracciones m ás grandes, y con diversas fu erza s intermoleculares. Si se puede elim inar una de estas dos va­ riables, o bien m antenerse constante, entonces es posible hacer generalizaciones sencillas.

P or ejem plo, los halógenos, todos los cuales existen en fo rm a de m oléculas diatóm icas no polares, tienen fuerzas interm oleculares sem ejantes; p o r tanto, las variaciones en sus propiedades son atribuibles a variaciones de m asa m olar. E l flúor, F 2, y el cloro, C l2, cuyas m asas m olares respectivas son de 38 y 71 g/m ol, son gases a tem peratura am biente. E l brom o, con una m asa m olar de 160 g/m ol, es un líquido, y el yodo, que tiene una m asa m olar de 254 g/m ol, es sólido. E l punto de fusión aum en ta con la m asa molar. C om o ejem plo adicional, conviene com parar u na serie de com puestos con fuerzas interm oleculares sem ejantes seleccionando los de un átom o de carbono y diversos h a ­ lógenos. C C l4

C B r4

C I4

M a s a m o la r (g /m o l)

88

154

33 2

52 0

E sta d o físic o a 2 0 °C

G a s e o so

L íq u id o

S ó lid o

S ó lid o

C o m p u e s to 4

F C

Tam bién en este caso, las variaciones de estado físico (a un a tem peratura dada) son paralelas a los cam bios de m asa m o lar cuando las fuerzas interm oleculares se asem e­ ja n . E n las secciones que siguen con sid erarem o s d eten id am en te los d iversos tip o s de fuerzas. EJEM PLO 13.1

C lasificación con b a se en las p ro p ie d a d e s

C on base en la inform ación que se proporciona, predice el tipo de enlaces y la polaridad m olecular de estas sustancias. (a) U n sólido céreo blanco funde a 80°C. N o conduce un a corriente eléctrica y no se disuelve en agua, pero sí en hexano, que es no polar. (b) U n líquido a tem peratura am biente es m iscible tanto con agua com o con hexano. SOLUCIÓN

(a) E l sólido es m olecular y no polar. L os sólidos m oleculares tienen punto de fusión bajo. D ado que se disuelve en un líquido no polar, debe ser no polar. (b) E l líquido es m olecular y de polaridad interm edia. D ebido a que este líquido es m iscible con líquidos tanto polares com o no polares, su polaridad tiene un grado interm edio. EJER CIC IO 13.1

P redice el tipo de enlaces y la polaridad m olecular (en su caso) de estas sustancias. (a) un sólido que se disuelve en agua y form a una solución que conduce la electricidad

Véanse los problemas 1 3.1 -1 3.1 0 .

(b) un líquido inm iscible en agua

^ 3.2|

Fuerzas interiónicas e intermoleculares

A l h acer la com paración de las fuerzas que existen en los líquidos y en los sólidos, es preciso distinguir con claridad entre las fu e rza s interiónicas, las fu e rza s intram olecu­ lares y las fu e rza s interm oleculares. L as fu e rz a s in te rió n ic a s (fuerzas entre iones) son, con pocas excepciones, las m ás intensas de todas las fuerzas que m antienen la integridad de sólidos y líquidos, com o lo in ­ dican los elevados puntos de fusión de los com puestos iónicos. I E sto se debe a que los iones tienen carga eléctrica, y los iones con cargas opuestas se atraen m utuam ente. C a­ d a ion de un sólido cristalino es atraído por varios iones que lo rodean en la red cristalina. L as fuerzas de atracción son m ayores entre los iones con m ás carga. P or ejem plo, la atracción entre un ion calcio, C a2+, y un ion óxido, O 2 , es m ayor que la atracción entre un ion sodio, N a +, y un ion cloruro, C l“ . L a atracción del ion alum inio, A l3+, p o r el ion

I Ciertos sólidos de red covalente, como SiC y SiO2 (Sección 13.5 ), tienen puntos de fusión aún más altos que los de los sólidos iónicos.

Fuerzas interm oleculares De las más intensas a las más débiles: • Puentes de hidrógeno • Fuerzas dipolares • Fuerzas de London

nitruro, N 3 , es aún mayor. U n a vez m ás, cuanto m ayor sea la fuerza de atracción, m ás alto será el punto de fusión. L as fu e rz a s in tra m o le c u la re s son las que existen entre átom os dentro de una m olécula o com puesto debido a sus enlaces (C apítulo 8), p o r ejem plo, los enlaces car­ bono-oxígeno de una m olécula de dióxido de carbono o los enlaces carbono-hidró­ geno del m etano. L a s f u e r z a s in te r m o le c u la re s , las atra cc io n es m u tu as d e las m o lécu las, son m ucho m ás débiles que las fuerzas intram oleculares, pero contribuyen a determ inar las propiedades físicas de las sustancias m oleculares. C om o grupo, las fuerzas interm olecu­ lares también reciben el nom bre de fu erza s d e v a n d e r W aals en honor del físico holandés Johannes van der W aals, el prim ero en p oner de relieve su im portancia. Se describirán tres tipos de fuerzas interm oleculares.

Fuerzas dipolares

I C onexión con el aprendizaje La atracción entre moléculas dipolares es el resultado de fuerzas que se ejercen entre centros de carga parcial, en tanto que en la atracción mucho más intensa entre iones intervienen partículas con carga completa.

Ya hem os visto (Sección 8.4) que se form an enlaces covalentes polares cuando se co m ­ parten pares de electrones de form a desigual entre átom os de elem entos diferentes. U na m olécula de cloruro de hidrógeno, H Cl, es polar; el p ar de electrones de su enlace es atraído con m ás intensidad h acia el cloro, el átom o m ás electronegativo, que h acia el hidrógeno, el átom o m enos electronegativo. L as m oléculas que tienen centros separa­ dos y no equilibrados de carga parcial negativa y carga parcial positiva reciben el n o m ­ bre de dipolos. C uando se aproxim an lo suficiente m oléculas que son dipolos, el extrem o positivo de una m olécula atrae el extrem o negativo de otra. E sto se asem eja a la atracción entre polos opuestos de im anes. L as fuerzas dipolares pueden existir en toda la estructura de un líquido o un sólido (Fig. 13.2). E n general, las fuerzas de atracció n en tre d ip o lo s son m ás bien débiles. I Sin em bargo, son m ás intensas que las fuerzas entre m oléculas no polares de m asa m olar com parable. Son ejem plos de com puestos con m oléculas dipolares el cloruro de h i­ drógeno, H Cl, el brom uro de hidrógeno, HBr, y las m oléculas angulares con form a de V com o el sulfuro de hidrógeno, H 2S, y el dióxido de azufre, SO 2. L a intensidad de las fuerzas dipolares representa sólo alrededor del 1 % de la fortaleza de los enlaces iónicos.

Puentes de hidrógeno I C onexión con el aprendizaje Forman puentes de hidrógeno las moléculas que tienen F, O o N unido a un átomo de hidrógeno.

Figura 13.2 Representación idealizada de fuerzas dipolares en un líquido (a) y en un sólido (b). En un líquido o sólido real, las interacciones son más complejas.

L as fuerzas interm oleculares entre m oléculas polares que contienen átom os de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno I son m ás intensas de lo que sería de esperar con base en las fuerzas dipolares de atracción únicam ente. Estas fuerzas interm oleculares son tan intensas que se les h a dado un nom bre especial: el de p u e n te d e h id ró g en o . E l térm ino puente de hidrógeno es un nom bre que puede dar lugar a confusión, pues destaca sólo el com ponente de hidrógeno.

& jj

m a. (c) M ás m o lécu las de H 2 y N 2 se

..

h an c onvertid o e n N H 3. Se ha estab lecid o u n n uev o e q u ilib rio c on4 H 2, 3 N 2 y 7 N H 3, u n to tal d e 14 m o-

¡a) En equilibrio

(b) Perturbado

lécu las.L ap ertu rb ació n s eh aa liviad o en p arte p o r la red u cció n en el n ú m ero t o tald em oléculas.

^ = NH3 J®=H2 Q 0

(c) Nuevo equilibrio

LA QUÍMICA EN ACCIÓN S ín te s is d e a m o n ia c o : e lp ro c e so H a b e r

m u y g ra n d e (d e 3 0 0 a 4 0 0 atm , a p ro x im a d a m e n te ) p a r a d e sp la z a r

D e s d e h a c e m u c h o tiem p o lo s c o m p u e sto s d e n itró g e n o h an sido su stan cias q u ím ic a s v alio sas c o n u n a e x ten sa g a m a d e usos, en

re a c c io n a d o se re c ic la n e n e l m ism o p ro c e so . A lre d e d o r d e tres cu artas p artes d e lo s 17 m illo n es d e to n e la ­

e s p e c ia l e n la in d u stria d e lo s fe rtiliz a n te s y d e lo s ex p lo siv o s.

das m étric as d e am o n iaco q u e se p ro d u c e n e n E stad o s U n id o s ca d a año se u tilizan co m o fertilizante. P arte d e l am o n iaco se ap lica d i­

e l eq u ilib rio h a c ia lo s p ro d u c to s. E l a m o n ia c o se ex tra e d e l sis te ­ m a e n e stad o líq u id o . E l n itró g e n o y e l h id ró g e n o q u e n o h an

A n te s d e la P rim e ra G u e rra M u n d ia l, la fu e n te p rin c ip a l d e c o m ­ p u e s to s d e n itró g e n o e ran lo s d ep ó sito s d e n itrato s, c o m o lo s qu e se e x p lo ta b a n e n C h ile. D esp u é s, las fu e n te s co m e rc ia le s d e c o m ­

rec ta m e n te al suelo e n fo rm a d e am o n iaco an h id ro (N H 3). E l a m o ­ niaco se co n v ierte tam b ién e n varios co m p u esto s d e am onio, co m o

p u e s to s n itro g e n a d o s su friero n u n g ran c a m b io c u a n d o el n o tab le q u ím ic o alem án F ritz H a b e r ap licó e l p rin c ip io d e L e C h á te lie r al

nitrato d e am onio, sulfato d e am o n io y fosfato d e am onio, q u e se a p lic a n a l su e lo e n f o rm a g ra n u la d a . A d e m á s , g ra n d e s c a n tid a ­

d ise ñ o d e u n p ro c e so in d u strial v ia b le p a ra la p ro d u c c ió n d e a m o ­ n ia c o a p a rtir d e n itró g e n o e h id ró g e n o g aseo so s. (S u ren d im ie n to

d e s d e am o n iaco se em p le a n e n la p ro d u cció n d e ácido nítrico, u re a (q u e se u s a e n fertilizantes y e n alim en to s p a ra el g an ad o ) y

in ic ia l fu e d e só lo 0 .2 6 % .) Y a p a r a 1 9 1 4 la in d u s tria q u ím ic a p r o d u c ía a m o n ia c o p o r

m u c h o s o tro s co m p u esto s nitro g en ad o s.

e l p ro c e s o H ab er. L as m a te ria s p rim a s d e l p ro c e s o so n g a s n a tu ­ ra l, a g u a y aire. E l h id ró g e n o g a s e o s o p a r a e l p ro c e s o se o b tie n e h a c ie n d o re a c c io n a r g a s n a tu ra l c o n v a p o r d e a g u a p a r a fo rm a r m o n ó x id o d e c a rb o n o e h id ró g e n o g a se o so . C H 4 + H 2O ------- > C O + 3 H 2 E l C O a s í o b te n id o se h a c e re a c c io n a r c o n m á s v a p o r d e a g u a p a ­ r a co n v ertirlo e n C O 2 y m á s H 2. C O + H 2O ------ > C O 2 + H 2 E l d ió x id o d e c a rb o n o q u e d e a q u í se o b tie n e se p u e d e u tiliz a r e n u n a re a c c ió n c o n a m o n ia c o p a r a p r o d u c ir u re a , C O (N H 2)2, u n i n g re d ie n te d e f e rtiliz a n te s. E l n itró g e n o g a se o so p a ra e l p ro c e so H a b e r se o b tien e se p a­ ra n d o n itró g e n o líq u id o d e l aire líq u id o . L a re a c c ió n ex o té rm ic a d e n itró g e n o g a se o so co n h id ró g e n o g a se o so se llev a a cab o e n un re c ip ie n te cerra d o a u n a te m p e ra tu ra d e a lre d e d o r d e 4 5 0 °C , en p re se n c ia d e u n c a ta liz a d o r (óx id o d e h ierro m á s o tro s ó x id o s m e ­ tálico s), co n lo cu a l la v e lo c id a d d e la re a c c ió n re su lta p ráctica. catalizador

2 N H 3 (g) + 9 2 k J

N 2 (g ) + 3 H 2 (g ) ^

E l n ú m ero d e m o le s d e g as d ism in u y e (d e 4 a 2) c o n fo rm e la re a c ­ ció n av an za, p o r lo q u e la re a c c ió n se lle v a a c a b o a u n a p re sió n

El am oniaco es uno de los diez productos quím icos principales de Estados Unidos. A lre d e d o r del 7 5 % del am oniaco que se produce se aplica directam ente al suelo para fertilizar diversos cultivos, entre ellos el maíz, que agotan el nitrógeno del suelo.

Cambios de concentración U n ar eacciónq uím icae ne quilibrios ep ueder epresentarm ediantel ae cuacióng eneral A + B

C + D

Si se aplica una perturbación aum entando la concentración de A, parte de éste reacciona­ rá con B; por tanto, la concentración de B dism inuye a m edida que las concentraciones de C y D aum entan. Cuando se establece el nuevo equilibrio, las velocidades de las reaccio­ nes directa e inversa vuelven a ser iguales, pero con concentraciones m ayores de produc­ tos. Se dice que el equilibrio se ha desplazado hacia los productos, o hacia la derecha. Con respecto al proceso Haber, un aum ento de concentración ya sea de nitrógeno o de hidrógeno provoca una dism inución de la concentración del otro reactivo, pero esto origina un aum ento en la concentración de am oniaco. Cuando se increm enta la concentración de N 2, el desplazam iento del equilibrio se resum e com o sigue.

N 2(g) + 3 H 2(g) A um enta D ism inuye

Si se aum enta la concentraciónd eN 2:

2 N H 3(g) A um enta

E l equilibrio se desplaza h acia la derecha, en favor de los productos. L a extracción de am oniaco del sistem a cerrado tam bién desplaza el equilibrio h acia la derecha. Sin em bargo, una extracción de cualquiera de los dos reactivos o un aum ento en la concentración de am oniaco desplazará el equilibrio h acia la izquierda y favorecerál ar eaccióni nversa.

Cambios de temperatura E n el caso de las reacciones endotérm icas, se puede considerar al calor com o un reacti­ vo cuando se aplica el principio de L e C hátelier p ara predecir desplazam ientos del eq ui­ librio. Con respecto a las reacciones exotérm icas, se puede considerar al calor com o uno de los productos. E n uno u otro caso, cuando se aplica calor a un a reacción quím i­ ca el equilibrio se desplaza de m odo de hacer uso de la energía calorífica adicional. En la reacción endotérm ica de descom posición del K C lO 3 , la adición de energía calorífica desplaza el equilibrio h acia la derecha, en favor de la reacción directa que im plica la producciónd em áso xígeno. C uando a tem peratura aum enta:

2 K C lO 3 + C alor

2 K C l + 3 O 2 (g) endotérm ica

E l equilibrio se desplaza en favor de la form ación de m ás productos.

E n el proceso H aber, que es exotérm ico, cuanto m ás alta es la tem peratura, m ás se desplazae le quilibrioh acial ai zquierda,e n f avord el ar eaccióni nversa. C uand° l a tem peratura aum enta:

Lee el recuadro “S ín te sis de amoniaco" para con ocer más detalles.

N 2 (g) + 3 H 2 (g) ^

s 2 N H 3 (g) + C alor exotérm ica

E l equilibrio se desplaza en favor de la form ación de m ás reactivos.

P or consiguiente, para p roducir m ás am oniaco se debe em plear un a tem peratura m ás baja, pero se llega a un com prom iso. A m edida que se reduce la tem peratura, la velocidad de reacción dism inuye. Si no hay energía suficiente para que las m oléculas alcancen la energía de activación, no hay reacción. Para el proceso H aber se considera óptim a una tem peratura de alrededor de 450°C. I L a reacción reversible de conversión del N O 2 (g) de color pardo en N 2 O 4 (g) incoloro — estudiada en la sección 15.3— es exotérm ica; se desprende calor (véase la Fig. 15.13). L a adición de calor al sistem a (calentam iento) desplaza el equilibrio h acia la izquierda, en favor de la reacción inversa. Por tanto, a una tem peratura m ás alta la nueva concentra­ ción de equilibrio del N O 2 (g) de color pardo es m ayor, y la concentración de equilibrio de N 2 O 4 (g) incoloro dism inuye. C uandol a tem peratura aum enta:

2

N O 2 (g) ^

s N 2 O 4 (g ) + C a lo r

exdotérm ica

E l equilibrio se desplaza en favor de la form ación de m ás reactivos.

Si se extrae calor (se baja la tem peratura), el equilibrio se desplaza hacia la derecha, en favord el ar eacciónd irecta. E n vez de em plear sim plem ente la p alabra calor en la ecuación, se po d ría indicar la cantidad de calor liberada, que es de 58.0 kJ en la ecuación tal com o está escrita; es d e­ cir, por cada 2 m o l de reactivos y 1 m o l de productos. 2 N O 2 (g)

N A i ( g ) + 5 8 .0 kJ

C uando u na reacción es exotérm ica, el cam bio de entalpía, AH (el cam bio de energía ca­ lorífica), es negativo, I po r lo que esta reacción tam bién se puede representar em plean­ do la notación de AH siguiente. 2 N O 2 (g) ^N N 2 O 4 (g)

A H = - 5 8 . 0 kJ

L as tres ecuaciones quím icas nos dicen que la reacción es exotérm ica. D os de ellas incluyen la cantidad de energía calorífica liberada p o r la cantidad específica de m oles que se indican en la ecuación. Cualquiera que sea el estilo de ecuación que se em plee, al calentar el sistem a el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, y al enfriarlo, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Cambios de volumen y de presión Para que los cam bios de volumen o de presión tengan un efecto apreciable en una reacción quím ica en equilibrio, es necesario que uno o m ás de los reactivos o productos sea gaseoso. E n la reacción entre H 2 e I 2 que form a HI a 700°C, todas las sustancias participantes son ga­ ses, y 2 m ol de reactivos producen 2 m ol de productos. H 2 (g) + I 2 (g) M oles: A um entod ep resión:

2 HI(g)

2 mold; gis 2 mol (fe gis E le quilibrion os ed esplaza.

U na reducción del volum en acerca m ás las m oléculas. E sto increm enta la concentración y el núm ero de colisiones m oleculares; en consecuencia, las velocidades de las reacciones directa e inversa aum entan. Sin em bargo, la m ayor presión no afecta el equilibrio porque hay el m ism o núm ero de m oles de reactivos que de productos gaseosos. E n el caso del equilibrio entre N O 2 (g) y N 2 O 4 (g), el núm ero de m oles de reactivos y de productos gaseosos no es igual. H ay 2 m ol de gas en el lado izquierdo y sólo 1 m ol de gas en el derecho. 2 N O 2 (g)

N 2 O 4 (g) + C alor

M oles: 2 m ol de gas 1 m ol de gas A um ento de presión: E l equilibrio se desplaza hacia la derecha para reducir los moles (moléculas). C uando el sistem a está en equilibrio y se reduce el volum en a tem peratura constante, la presión total aum enta. D e acuerdo con el principio de L e Chátelier, el sistem a responde con un desplazam iento del equilibrio encam inado a reducir la presión. U n sistem a redu­ cirá su presión si consigue dism inuir el núm ero total de m oléculas gaseosas, o el n ú m e­ ro de m oles de gas. Así, cuando se reduce el volum en la presión aum enta, p o r lo cual el equilibrio se desplaza en favor de la producción de N 2 O 4 (g) incoloro del lado de los p ro ­ ductos de la ecuación, donde hay m enos m oles de gas. ¿C uál sería el efecto de un aum ento de presión en el equilibrio de la síntesis de am o­ niaco de Haber? E n este caso, los m oles de reactivos y de productos gaseosos no son igua­ les. Cuatro m oles de reactivos form an dos m oles de productos, todos ellos gaseosos. Al aum entar la presión, el equilibrio se desplaza a fin de reducir la presión m ediante una dis­ m inución del núm ero total de m oles de gas. Por tanto, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, lo que origina la form ación de m ás amoniaco. N 2 (g) + 3 H 2 (g) M oles: A um ento de presión:

2 N H 3 (g) + C alor

4 m ol de gas 2 m o l de gas E l equilibrio se desplaza hacia la derecha para reducir los m oles (moléculas).

I Conexión con el aprendizaje El concepto de entalpía se analizó con más detenim iento en la sección 11.7.

U na presión de 1000 atm sería m uy eficaz p ara em pujar el equilibrio hacia la d ere­ cha, pero el equipo necesario p ara m anejar un a presión de esta m agnitud sería m uy grande y costoso. E n toda actividad industrial es necesario llegar a un com prom iso en térm inos de inversión de capital y costos de operación. E n función de estas considera­ ciones de rentabilidad, en el proceso H aber se utilizan presiones de 300 a 400 atm.

EJEM PLO 15.4

Principio d e Le Chátelier

¿Q ué efecto tendrá, en su caso, cada uno de estos cam bios en la reacción siguiente en equilibrio? 2 C O (g) + O 2 (g)

(a) A dición de C O (c) E nfriare ls istem ad er eacción

2 C O 2 (g) + C alor

(b) E xtracciónd eO 2 (d) A um entarl ap resión

SOLUCIÓN

(a) E le quilibrios ed esplazah acial ad erechap arac onsum ire lC O a dicional. (b) E l equilibrio se desplaza hacia la izquierda para reponer el O 2 que h a sido extraído. (c) E le quilibrios ed esplazah acial ad erechap arar eponere lc alorp erdido. (d) E l equilibrio se desplaza hacia la derecha para aliviar la presión transform ando 3 m ol de reactivos gaseosos en 2 m ol de productos gaseosos. EJER CIC IO 15.4 Véanse los problemas 15.47-15.54.

(a) ¿C uál será el efecto de extraer N H 3 o de aum entar la presión en la síntesis de amoniacod eH aber? N 2 (g) + 3 H 2 (g)

2 N H 3 (g) + Calor

(b) ¿C uál será el efecto de aum entar la tem peratura en la síntesis de am oniaco de Haber?

^5 .5

Efecto de un catalizador en un sistema

U n catalizador aum enta la velocidad de reacción reduciendo la energía de activación (Sec. 15.2). E n el caso de un a reacción catalizada, la velocidad de la reacción directa au ­ m enta ju n to con la velocidad de la reacción inversa. E n otras palabras, en presencia de un catalizador el sistem a alcanza m ás pronto el equilibrio en un recipiente cerrado, pero el catalizador no influye en las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio.

E l catalizador no altera la posición del equilibrio, esto es, las proporciones de reactivos y productos, ni en favor de los reactivos ni de los productos de una reacción en un recipiente cerrado.

E xam inem os ahora el efecto de un catalizador en una reacción que no se lleva a ca­ bo en un recipiente cerrado. Si se extrae uno de los productos de la reacción tan pronto com o se form a, la reacción inversa nunca llega a establecerse a la m ism a velocidad que la reacción directa. E l sistem a nunca alcanza el equilibrio. Por ejem plo, en la descom po­ sición del clorato de potasio, K C lO 3 , y a descrita, el catalizador aum enta la rapidez con la que se produce oxígeno (la reacción directa), pero si se extrae el oxígeno tan pronto co ­ m o se genera, nunca se establecerá el equilibrio. Los catalizadores se em plean extensa­ m ente p ara aum entar la rapidez de form ación de todo tipo de sustancias químicas.

EJEM PLO 15.5

Catalizadores y equilibrio

C onsiderad en uevol ao xidaciónd elm onóxidod ec arbono. 2 C O (g) + O 2 (g)

2 C O 2 (g) + C alor

(a) Si la reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado, ¿qué efecto tendrá un catalizadore ne le quilibrio?

(b) Si la reacción se lleva a cabo en un recipiente abierto, com o en un convertidor ca­ talítico de autom óvil, por ejem plo, ¿cuál será el efecto de em plear un catalizador? SOLUCIÓN

(a) U nc atalizadorn oi nfluyee nl a posiciónd ele quilibrio. (b) En un recipiente abierto, el C O 2 escapa tan pronto com o se forma, por lo que el cata­ lizador aum enta sólo la velocidad de la reacción directa. También aum enta la fracción de m oléculas de CO que reaccionan porque se reduce la energía de activación. EJER CIC IO 15.5

E l óxido nítrico, N O , que se form a a tem peraturas elevadas en el m o to r de los autom ó­ viles se descom ponea lp asarp ore lc onvertidorc atalítico.L ae cuacióne s 2 N O (g)

N ( g ) + O 2 (g)

(a) ¿Q uée fectot endráu nc atalizadore ne le quilibrioe nu n r ecipientec errado? (b) ¿Q ué efecto tendrá un catalizador en el equilibrio en un recipiente abierto, com o en un convertidor catalítico de autom óvil?

Expresión de la cons tante de equilibrio H em os descrito los sistemas en equilibrio y los diversos factores que regulan los desplaza­ m ientos de la posición del equilibrio, pero el asunto no term ina ahí, com o es de esperar. Si se conocen las concentraciones de todas las sustancias participantes en el equilibrio, salvo la de una de ellas, se puede calcular la concentración desconocida si tam bién se conoce lo que se denom ina constante de equilibrio. P rim ero debem os escribir una ecuación general que represente la reacción en equili­ brio, donde A y B son reactivos, C y D son productos, y a, b, c y d son los coeficientes. a A + bB x

N c C + dD

A horas ep uedee scribiru n a expresiónd el ac onstanted ee quilibrio [C]c [D]¿ 6,1

[A]“ [B]*

donde la constante de equilibrio (K eq ) perm anece constante a un tem peratura dada. Si se m odifica una de las concentraciones, todas las dem ás se desplazan de m odo de m an ­ tener la m ism a K eq a esa tem peratura. H ay una K eq diferente a cada tem peratura. L as le­ tras entre corchetes, [], representan las concentraciones de los reactivos y productos gaseosos en m oles por litro. L os estudios han dem ostrado que las cantidades de sólidos o líquidos presentes no influyen en el equilibrio ni en la constante de equilibrio; p o r es­ ta razón se om iten esas concentraciones. L as letras que aparecen com o supraíndices (los exponentes), a , b , c y d, son los coeficientes de las sustancias representadas en la ecua­ ción balanceada. A dvierte que la concentración m olar de cada sustancia participante en

Véansel os problemas 15.55-15.60.

el equilibrio está elevada a una p o tencia equivalente al coeficiente num érico que apare­ ce en la ecuación balanceada. H e aq u í una definición m ás form al.

L a constante de equilibrio, Keq, es igual al producto de las concentraciones en el equili­ brio de los productos de la reacción dividido entre el producto de las concentraciones de los reactivos, cada una elevada a una potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación balanceada.

E n el caso de la síntesis de am oniaco de H aber N 2 (g) + 3 H 2 ( g ) ------> 2 N H 3 (g) + C alor lae xpresiónd el ac onstanted ee quilibrios ee scribec om os igue. = I Conexión con el aprendizaje

[K H 3 ] 2

eq [ N

A d vie rte que el cubo se aplica únicam ente a la concentración de hidrógeno, no a la de nitrógeno.

i

J [H J3

E n palabras, la constante de equilibrio es igual al cuadrado de la concentración de am onia­ co dividido entre la concentración de nitrógeno y el cubo de la concentración de hidrógeno.

EJEM PLO 15.6

Expresiones de la constante de equilibrio

E scribel ase xpresionesd el ac onstanted ee quilibriod el asr eacciones

(a) H 2 (g) +

C l 2 (g)

(b) 2 CO (g) +

2 H Cl(g)

Ü 2 (g)

2 C Ü 2 (g)

[HCl]2

^

SOLUCIÓN

(a)

[C 02]2

(b)

EJER CIC IO 15.6

(a) Escribe la expresión de la constante de equilibrio de la reacción citada en el ejem plo 15.5.

(b) Escribe la expresión de la constante de equilibrio de la reacción citada en el ejercicio 15.5.

I Conexión con el aprendizaje Los valores de Keq se indican en general com o números sin unidades.

L as reacciones que tienden a avanzar h asta casi com pletarse (hacia la derecha) tie­ nen constantes de equilibrio grandes. I E n cam bio, cuando la constante de equilibrio es m uy pequeña el equilibrio se encuentra m uy desplazado h acia la izquierda, h acia los reactivos. A dvierte que las concentraciones de los productos se colocan en el num erador de la expresión de equilibrio, y las concentraciones de los reactivos, en el denom inador. U na constante de equilibrio con un valor positivo grande indica que las concentraciones de equilibrio de los productos son m ayores que las concentraciones de los reactivos. C uando la constante de equilibrio es m uy pequeña (entre 0 y 1), las concentraciones en el equitibrio de los reactivos son m ayores que las de los productos. E n la tabla 15.1 se m uestran las constantes de equilibrio de algunas reacciones. E l ejem plo que sigue m ues­ tra cóm o calcular la concentración en el equilibrio de un a sustancia cuando se conocen todasl asd em ásc oncentracionesy t am biénl ac onstanted ee quilibrio.

Tabla 15.1

Constantes de equilibrio de algunas reacciones

Número de reacción

Reacción en equi li brio

1

2 S O 2 (g) +

2

N 2 (g) +

3

C O (g ) +

4

N 2 (g) +

O 2 (g) =F

5

N 2 (g) +

O 2 (g) ^ —

6

2 H 2 S (g ) . ------- -

EJEM PLO 15.7

Temp.

K eq

1000 K

2 .8 0 X 10 2

300 K

1.55 X 10 2

590 K

3 .1 5 X 10 1

2 N O (g )

2500 K

2 .1 0 X 1 0 -

2 N O (g )

2000 K

4 .0 8 X 1 0 - 4

1020 K

1 .1 0 X 1 0 -

------ -

O 2 (g)

3 H 2 (g) ='

S

2

H 2 O (g ) ^------- "

2

S O 3 (g)

N H 3 (g) C O 2 (g ) + H 2 (g)

2 H 2 (g ) + S 2 (g)

3

6

C oncentraciones de equilibrio

L a constante de equilibrio de la reacción siguiente a cierta tem peratura resultó ser de 62. C uando la concentración de H 2 es 0.20 M y l a concentración de I 2 (g) es 0.25 M , ¿cuál es la concentración en el equilibrio de HI(g)? H 2 (g) +

2 H I(g)

I 2 (g)

SOLUCIÓN L a expresión de la constante de equilibrio es [HI]2 ^

“

[H2] [ y

Sustituye la constante de equilibrio y las concentraciones (en m oles por litro) en la ecua­ ción y despeja [HI]. [HI]2 K ° C lO ( g ) + O 2 ( g )

(1 )

1 5 .3 6

¿ E n c u á l o c u á le s d e lo s s is te m a s s ig u ie n te s p u e d e h a b e r e q u ilib rio s f ís ic o s d in á m ic o s , y e n c u á l o c u á le s p u e d e

C lO ( g ) + O ( a t ó m i c o ) -------> C l ( a tó m i c ° ) + O 2 (g ) a. E x a m in a la r e a c c ió n d e la e ta p a

(2 )

1

y d e s c r ib e lo q u e

2

y d e s c r ib e lo q u e

h a b e r e q u ilib rio s q u ím ic o s ? ¿ E n q u é p u n to e s ta ría c a d a p r o c e s o e n e q u ilib rio ?

o c u rre .

a. v a p o r iz a c ió n y c o n d e n s a c i ó n d e a g u a

b. E x a m in a la r e a c c ió n d e la e ta p a

b. c o n v e r s ió n d e o x íg e n o g a s e o s o e n o z o n o

o c u rre .

c. d is o lu c ió n y c r i s t a l iz a c i ó n d e a z ú c a r

c. E x p lic a c ó m o p u e d e u n m is m o á to m o d e c lo r o in ­ te r v e n ir e n la d e s c o m p o s ic ió n d e m u c h a s m o lé c u la s

1 5 .3 7

d e ozono. 1 5 .3 0

L a r e a c c ió n g lo b a l d e H 2 (g) c o n I 2 (g ) p a r a f o rm a r H I(g ) H 2 (g ) + I 2 ( g ) ------ > 2 H I (g )

1 5 .3 8

¿ E n q u é c o n s is te lo d in á m ic o , e n té r m in o s d e e q u ili­ b r io s f ís ic o s , e n e l p u n to d e fu s ió n ?

1 5 .3 9

n o s e lle v a a c a b o e n u n a s o la e ta p a , s in o q u e s ig u e u n

C o n a y u d a d e la f ig u r a 1 5 .1 2 , d e s c r ib e q u é le o c u r r e a la s c o n c e n tr a c io n e s d e lo s r e a c tiv o s y d e lo s p r o d u c to s

m e c a n i s m o d e d o s e ta p a s . I 2 ( g ) -------* 2 I ( a tó m ic o ) ( r á p id a )

¿ Q u é tie n e d e d in á m ic a u n a r e a c c ió n q u ím ic a e n e q u i­ lib rio ?

a n te s d e q u e s e e s ta b le z c a e l e q u ilib rio . (1 )

1 5 .4 0

C o n a y u d a d e la f ig u ra 1 5 .1 2 , d e s c rib e q u é le o c u r re a la s c o n c e n tr a c io n e s d e lo s re a c tiv o s y d e lo s p ro d u c to s

2 I ( a tó m ic o ) + H 2 ( g ) --------> 2 H I (g ) ( le n ta )

(2 )

a. E x a m in a la r e a c c ió n d e la e ta p a 1 y d e s c r ib e lo q u e

c u a n d o se e s ta b le c e e l e q u ilib rio . 1 5 .4 1

o c u rre .

1 5 .1 4 p a r a c o m p a r a r la s c o n c e n tr a c io n e s d e tu e rc a s ,

b . E x a m in a la r e a c c ió n d e la e ta p a 2 y d e s c r ib e lo q u e

to r n illo s y u n id a d e s e n s a m b la d a s c u a n d o s e e s ta b le c e el

o c u rre . c . ¿ Q u é e s lo q u e e l m e c a n i s m o p o n e d e m a n if ie s to

U tiliz a la a n a lo g ía d e “ tu e r c a s y to r n illo s ” d e la f ig u ra

e q u ilib rio . 1 5 .4 2

q u e la r e a c c i ó n g l o b a l n o m u e s tr a ?

U ti li z a la a n a lo g ía d e “ tu e r c a s y t o r n ill o s ” d e la f ig u ­ r a 1 5 .1 4 p a r a c o m p a r a r la s c o n c e n t r a c io n e s d e t u e r ­ c a s , t o r n ill o s y u n id a d e s e n s a m b l a d a s a n t e s d e q u e se e s ta b l e z c a e le q u ilib rio .

R e a c c io n e s r e v e r s ib le s y e q u ilib rio 1 5 .3 1

¿ E n q u é c o n d ic io n e s la s p e r s o n a s q u e s u b e n y b a ja n p o r

1 5 .4 3

s a e n e le q u i l ib r io .E x p l ic a t u r e s p u e s ta .

d e p a r ta m e n to s s e ría n u n b u e n e je m p lo d e e q u ilib rio d i­ n á m ic o ? E x p lic a tu r e s p u e s ta . 1 5 .3 2

1 5 .4 4

U tiliz a lo s d ib u jo s d e la f ig u ra 1 5 .1 5 p a r a c o m p a r a r las

D ie c io c h o e s tu d ia n te s tr a b a ja b a n e n u n la b o r a to rio d e

v e lo c id a d e s d e r e a c c ió n y la s c o n c e n tr a c io n e s a n te s d e

q u ím ic a a l m is m o tie m p o q u e s e is e s tu d ia n te s d e l g r u ­

q u e s e e s ta b le z c a e l e q u ilib rio y u n a v e z q u e s e h a e s ta ­ b le c id o .

p o e s ta b a n e n u n a s a la d e c ó m p u to a d y a c e n te h a c ie n d o e je r c ic io s e n la s c o m p u ta d o r a s . A l p a s a r e l tie m p o , a l­

1 5 .4 5

g u n o s d e lo s e s tu d ia n te s q u e tr a b a ja b a n c o n la s c o m p u ­

C o n r e s p e c to a la r e a c c ió n 2 C O ( g ) + O 2 (g )

ta d o r a s e n tr a r o n a l la b o r a to rio a tr a b a ja r a h í, m ie n tra s

2 C O 2 (g)

q u e o tr o s e s tu d ia n te s s a lie ro n d e l la b o r a to rio d e q u ím i­

d e s c r i b e lo q u e le o c u r r e a la s c o n c e n t r a c i o n e s d e

c a y c o m e n z a r o n a tr a b a ja r e n la s c o m p u ta d o r a s . ¿ E n

C O , O 2 y C O 2 a n te s d e q u e s e e s ta b l e z c a e l e q u ilib r io

q u é c o n d ic io n e s p o d r ía u s a r s e e s ta s itu a c ió n c o m o m o ­

y u n a v e z q u e s e h a e s ta b le c id o .

d e lo d e e q u ilib rio d in á m ic o ? 1 5 .3 3

U ti li z a la a n a lo g í a d e “ tu e r c a s y t o r n il lo s ” p a r a c o m ­ p a r a r la s v e lo c id a d e s d e la s r e a c c io n e s d i r e c ta e in v e r-

e s c a le r a s m e c á n ic a s e n tr e d o s p is o s d e u n a lm a c é n d e

1 5 .4 6

¿ E n q u é c o n d ic io n e s p o d r ía s e rv ir u n e s ta c io n a m ie n ­

C o n r e s p e c to a la r e a c c ió n N 2 (g ) +

2

O 2 (g )

2

N O 2 (g)

to d e tu e s c u e l a o u n iv e r s id a d c o m o m o d e lo d e e q u il i­ d e s c r ib e lo q u e le o c u r r e a la s c o n c e n t r a c i o n e s d e N 2,

b r io d in á m ic o ? 1 5 .3 4

O 2 y N O 2 a n te s d e q u e s e e s t a b l e z c a e l e q u ilib r io y

¿ E n q u é s e n tid o p o d r ía s e rv ir u n a h e r m o s a f u e n te d e u n

u n a v e z q u e s e h a e s ta b le c id o .

p a r q u e c o m o m o d e lo d e e q u ilib rio d in á m ic o ? 1 5 .3 5

¿ E n c u á l o c u á le s d e lo s s is te m a s s ig u ie n te s p u e d e h a b e r e q u ilib rio s fís ic o s d in á m ic o s , y e n c u á l o c u á le s p u e d e h a b e r e q u ilib rio s q u ím ic o s ? ¿ E n q u é p u n to e s ta ­

P r in c ip io d e L e C h á te lie r 1 5 .4 7

D e a c u e r d o c o n e l p r in c ip io d e L e C h á te lie r , ¿ q u é e f e c ­

r ía c a d a p r o c e s o e n e q u ilib rio ?

to te n d r ía u n a u m e n to d e te m p e r a tu r a e n lo s e q u ilib rio s

a. f u s i ó n y c o n g e la c i ó n d e a g u a

s ig u ie n te s ?

b . d is o l u c i ó n y c r i s t a li z a c ió n d e c l o r u r o d e s o d io

a. H 2 (g ) + C l 2 (g )

c . c o n v e r s ió n d e O 2 (g ) y N 2 (g ) e n ó x id o s d e n itró g e n o

b. 2 C O 2 (g ) +

e n u n m o to r d e a u to m ó v il, y d e s c o m p o s ic ió n d e lo s

c. 3 O 2 +

2 H C l( g ) +

E n e rg ía

E n e r g ía

E n e rg ía

2 C O (g ) + O 2 ~~ 2 O 3

1 5 .4 8

D e a c u e r d o c o n e l p r in c ip io d e L e C h a te lie r , ¿ q u é e f e c ­ s ig u ie n te s ?

c o n o c id o c o m o a l c o h o l m e tílic o ) ? 3 H 2 (g )

C O ( g ) + 2 H 2 (g ) C H 4 (g ) +

b. 4 N H 3 (g) +

H 2 O (g ) +

E n e r g ía

C H 3 O H (g )

a. la e x tr a c c ió n d e l C H 3O H

5 O 2 (g )

b. u n a u m e n to d e p r e s ió n

4 N O (g ) + c . H 2 (g ) +

1 5 .5 0

¿ C u á l s e r ía e l e f e c to d e la s a c c io n e s s ig u ie n te s e n e l e q u il ib r io d e la s ín te s is d e m e ta n o l, C H 3O H ( ta m b ié n

a. C O ( g ) +

1 5 .4 9

1 5 .5 7

to te n d r ía u n a u m e n to d e te m p e r a tu r a e n lo s e q u ilib rio s

6

H 2 O (g ) +

I 2 (g ) + E n e r g ía

E n e r g ía

c. r e d u c i r l a c o n c e n t r a c ió n d e H

2 H I (g )

2

d. la a d ic i ó n d e u n c a ta liz a d o r

C o n b a s e e n e l p r in c ip io d e L e C h a le lie r , p r e d ic e el

1 5 .5 8

¿ C u á l s e r ía e l e f e c to d e la s a c c io n e s s ig u ie n te s e n e l

e f e c to q u e a u m e n ta r la p r e s ió n to ta l ( r e d u c ie n d o e l v o ­

e q u ilib r io d e la r e a c c i ó n d e l c o q u e , C ( s ) , c o n v a p o r d e

lu m e n ) te n d r ía e n lo s e q u ilib r io s d e l p r o b le m a 1 5 .4 7 .

a g u a p a r a f o r m a r C O y H 2?

C o n b a s e e n e l p r in c ip io d e L e C h a le lie r, p r e d ic e el

C (s) + H 2 O (g )

C O (g ) +

H 2 (g)

e f e c to q u e a u m e n ta r la p r e s ió n to ta l ( re d u c ie n d o e l v o ­ a. la a d ic ió n d e v a p o r d e a g u a

lu m e n ) te n d r ía e n lo s e q u ilib rio s d e l p r o b le m a 15.48. 1 5 .5 1

b . u n a u m e n to d e p r e s ió n

E l p r o c e s o H a b e r p a r a p r o d u c ir a m o n ia c o e s tá d a d o p o r

c . la e x tr a c c ió n d e l H 2 a m e d i d a q u e s e f o r m a

la e c u a c ió n N 2 (g ) +

3 H 2 (g )

2 N H 3 (g) +

d. la a d ic i ó n d e u n c a ta liz a d o r C a lo r 1 5 .5 9

r e s c a ta lític o s p a r a r e d u c ir la c o n ta m in a c ió n c o n v irtie n ­

e q u ilib r io ?

d o e l m o n ó x id o d e c a r b o n o y la g a s o lin a s in q u e m a r e n

a. la e x tr a c c ió n d e a m o n ia c o

e l e s c a p e e n C O 2. D e s c rib e p o r q u é se n e c e s ita u n c a ta li­ z a d o r e n e l co n v ertid o r.

b . l a a d i c i ó n d e n itr ó g e n o 1 5 .6 0

c . l a e x t r a c c i ó n d e c a lo r

C ie r ta r e a c c ió n b io q u ím ic a s e lle v a a c a b o e n e l c u e rp o h u m a n o c o n u n a v e lo c id a d a lr e d e d o r d e

d . l a a d i c i ó n d e u n c a ta liz a d o r 1 5 .5 2

P o r ley, lo s a u to m ó v ile s d e b e n c o n ta r c o n c o n v e rtid o ­

¿ c u á l s e r ía e l e f e c to d e la s a c c io n e s s ig u ie n te s e n e s te

1 0 4

veces m a­

y o r q u e e n e l la b o r a to rio a la m is m a te m p e r a tu r a , p e r o

E l h id r ó g e n o g a s e o s o p a r a e l p r o c e s o H a b e r s e p u e ­

s in s e r c a ta liz a d a p o r u n a e n z im a . ¿ C ó m o in f lu y e la e n ­

d e o b l e n e r d e la r e a c c i ó n d e l m e la n o , C H 4, c o n v a ­

z im a e n la e n e r g ía d e a c tiv a c ió n y e n la v e lo c id a d d e

p o r d e a g u a p a r a p r o d u c ir m o n ó x id o d e c a r b o n o , C O , y

r e a c c ió n ?

H 2. L a s ig u ie n te r e a c c ió n e n e q u ilib rio e n tr e e l m o n ó x id o d e c a r b o n o y e l v a p o r p r o d u c e lu e g o m á s H 2. C O (g ) + H 2 O (g )

C O 2 (g ) +

H 2 (g ) +

C a lo r

¿ c u á l s e r ía e l e f e c to d e la s a c c io n e s s ig u ie n te s e n e s te

C o n s ta n te s d e e q u i lib r io 1 5 .6 1

a. l a e x t r a c c i ó n d e h id r ó g e n o g a s e o s o

a. H 2 (g ) +

b . u n a r e d u c c i ó n d e lv o l u m e n t o ta l

b. 2 C O 2 (g )

c . l a e x t r a c c i ó n d e c a lo r

c. 3 O 2

d . l a a d i c i ó n d e u n c a ta liz a d o r 1 5 .5 3

E s c r i b e la e x p r e s ió n d e la c o n s t a n t e d e e q u ilib r io d e l a s r e a c c io n e s s ig u ie n te s

e q u ilib r io ?

1 5 .6 2

C l 2 (g )

2 H C l( g ) 2 C O (g ) +

E s c r i b e la e x p r e s ió n d e la c o n s t a n t e d e e q u ilib r io d e l a s r e a c c io n e s s ig u ie n te s .

E n c u a l q u i e r e q u ilib r io q u ím ic o , ¿ c u á l e s e l d e s p la z a m i e n t o d e l e q u i li b r i o p r o v o c a d o p o r

a. C O ( g ) +

a. u n a u m e n to e n l a c o n c e n tr a c ió n d e u n r e a c tiv o ?

b. 4 N H 3 (g ) +

3 H 2 (g)

C H 4 (g ) +

4 N O (g ) + c . H 2 (g ) +

E n c u a l q u i e r e q u ilib r io q u ím ic o , ¿ c u á l e s e l d e s p la z a m i e n t o d e l e q u i li b r i o p r o v o c a d o p o r

1 5 .6 3

I 2 (g )

E s c r i b e e x p r e s io n e s d e la c o n s t a n t e d e e q u i li b r i o d e

a. 2 S O 2 (g ) +

b . u n a r e d u c c ió n d e la c o n c e n tr a c i ó n d e u n p r o d u c to ?

O 2 (g )

b . 2 N O 2 (g )

2 S O 3 (g ) + N 2 O 4 (g ) +

c . C a C O 3 (s) + C a lo r

1 5 .5 5

1 5 .5 6

¿ C ó m o a u m e n t a u n c a t a li z a d o r la v e lo c id a d d e u n a

1 5 .6 4

C a lo r

C a lo r

C a O (s ) +

C O 2 (g)

E s c r ib e e x p r e s i o n e s d e l a c o n s t a n te d e e q u i l ib r i o d e l a s r e a c c io n e s s ig u ie n te s .

r e a c c ió n ?

a. N 2 (g ) +

¿ C u á l e s e l e f e c to d e u n c a t a li z a d o r e n u n s is te m a e n

b . 4 H C l( g ) +

e q u i l i b r i o ? E x p li c a t u r e s p u e s ta .

H 2 O (g )

6

2 H I (g )

la s r e a c c io n e s s ig u ie n te s .

a. u n a r e d u c c ió n d e l ac o n c e n t r a c i ó n d e u n r e a c tiv o ?

E fe c to d e u n c a ta liz a d o r e n u n s is te m a

^ O (g )

5 O 2 (g )

b . u n a u m e n to e n l a c o n c e n t r a c i ó n d e u n p r o d u c to ? 1 5 .5 4

O 2 (g)

2 O 3 (g )

3 H 2 (g )

2 N H 3 (g ) +

C a lo r

O 2 (g ) 2 H 2 O (g ) +

2 C l 2 (g ) +

C a lo r

c. C ( s ) + 1 5 .6 5

O 2 (g )

v=

tr a c ió n d e N 2 O 4? ¿ Y u n a u m e n to e n la c o n c e n tr a c ió n

¿ Q u é n o s d ic e u n a c o n s ta n te d e e q u ilib rio c o n u n v a lo r m ucho m ayor que

1 .0

de N O 2 ?

a c e r c a d e la p o s ic ió n d e l e q u i­ 1 5 .7 4

lib r io ? 1 5 .6 6

1 5 .7 1 , ¿ c ó m o i n f lu y e e n K eq u n a u m e n to e n la c o n c e n ­

C O 2 (g ) + C a lo r

e l p r o b l e m a 1 5 .7 2 e s d e 6 9 a 3 4 0 ° C . C o n b a s e e n lo s

¿ Q u é n