Química inorgánica básica Ernesto Delgado Fernández Química inorgánica básica 2021 QUÍMICA INORGÁNICA BÁSICA © Ernesto Delgado Fernández 1ra edición: Universidad Politécnica Salesiana Av. Turuhuayco 3-69 y Calle Vieja Cuenca-Ecuador Casilla: 2074 P.B.X. (+593 7) 2050000 Fax: (+593 7) 4 088958 e-mail: rpublicas@ups.edu.ec www.ups.edu.ec ÁREA DE CIENCIAS DE LA VIDA CARRERA DE INGENIERÍA AMBIENTAL Grupo de Investigación en Biotecnología y Ambiente-INBIAM ISBN impreso: ISBN digital: 978-9978-10-563-4 978-9978-10-565-8 Edición, diseño, diagramación e impresión Editorial Universitaria Abya-Yala Quito-Ecuador Tiraje: 300 ejemplares Impreso en Quito-Ecuador, junio de 2021 Publicación arbitrada de la Universidad Politécnica Salesiana Contenido Dedicatoria ................................................................................................. 9 Agradecimientos ........................................................................................ 11 Importancia de las ciencias químicas ...................................................... La relación de la química con otras ciencias ................................. 13 14 Estructura electrónica de los átomos....................................................... Distribución electrónica ................................................................. Distribución de electrones.............................................................. Regla de Hund ................................................................................. Valencia y electrones de valencia.................................................... La teoría del octeto de Lewis. (1916) ............................................. 17 19 22 22 24 25 Enlaces químicos ....................................................................................... 27 Estados de la materia y cambios de estado.............................................. 35 Fenómenos naturales................................................................................. 37 Mezclas y combinaciones .......................................................................... Métodos de separación de mezclas ................................................ Separación de mezclas heterogéneas .............................................. Combinación ................................................................................... Diferencias entre mezclas y combinaciones .................................. 41 41 42 44 45 La tabla periódica....................................................................................... 47 Notación química....................................................................................... Estructura de las moléculas y representatividad ........................... ¿Qué es un radical?.......................................................................... Clases de fórmulas .......................................................................... Compuestos inorgánicos ................................................................ Compuestos orgánicos .................................................................... Fórmula química ............................................................................ Peso molecular o mol ..................................................................... 55 56 57 58 58 58 59 59 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 6 Valencia de los elementos químicos ......................................................... Valencia de los no-metales.............................................................. Valencia de los metales ................................................................... 61 61 63 Nomenclatura y formulación de compuestos inorgánicos.................... Definiciones importantes ............................................................... 69 69 Nomenclatura de química inorgánica ..................................................... Nomenclatura de los compuestos binarios ................................... 1. Función anhídrido u óxido ácido ..................................... 2. Función óxido metálico .................................................... 3. Función ácido hidrácido ................................................... Ácidos hidrácidos.................................................................. 4. Función hidruro metálico ................................................. 5.Función compuesto especial............................................... 6. Función haluro neutro o sal halógena neutra .................. 7. Función compuesto no salino ........................................... 8. Funcion peróxido .............................................................. 9. Función aleación binaria ................................................. 10. Función amalgama binaria ............................................ Nomenclatura de compuestos ternarios ........................................ 1. Función ácido oxácido ...................................................... Radicales halogénicos de ácidos oxácidos ............................. 2. Función base o hidróxido metálico .................................. 3. Función oxisal neutra ....................................................... 4. Función haluro ácido ....................................................... 5. Función sulfoácido, seleniácido, teluriácido ..................... 6. Función haluro doble........................................................ 7. Función haluro mixto ....................................................... 8. Funciones sulfosal, selenisal y telurisal neutra ................. 9. Función aleación ternaria ................................................ 10. Función amalgama ternaria .......................................... Nomenclatura de compuestos cuaternarios .................................. 1. Función oxisal ácida ......................................................... 2. Función oxisal básica........................................................ 3. Función haluro básico ...................................................... 4. Función oxisal doble ......................................................... 5. Función oxisal mixta ........................................................ 6. Funciones sulfosal, selenisal y telurisal ácida ................... 71 71 71 74 75 75 75 76 77 81 83 84 85 86 86 89 90 91 94 97 98 99 99 100 101 102 102 104 107 109 110 112 CONTENIDO 7 7. Función aleación cuaternaria........................................... 8. Función amalgama cuaternaria ....................................... 113 114 Elementos anfóteros .................................................................................. Compuestos del manganeso (+2 +3 +4 +6 +7)............................ Sales importantes del manganeso .................................................. Compuestos del nitrógeno (+1 +2 +3 +4 +5) .............................. Compuestos del cromo (+2 +3 +6) ............................................... Sales importantes del cromo .......................................................... 115 115 116 117 118 119 Reacción química ....................................................................................... Velocidad de reacción ..................................................................... Catalizador químico........................................................................ Clases de reacciones ........................................................................ 121 121 121 122 Ecuación química....................................................................................... Ecuación redox ................................................................................ Valencia de los elementos en una ecuación redox ........................ Normas para igualar una ecuación redox por el método de la valencia ................................................................................... 127 127 128 128 Estequiometría ........................................................................................... Conceptos básicos ........................................................................... 137 137 Leyes ponderales ........................................................................................ Leyes ................................................................................................. 1. Ley de Lavoisier o de conservación de la materia ........... 2. Ley de Proust o de las proporciones definidas .................. 3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples ................ 4. Ley de Wenzely Richter o de las proporciones recíprocas.. Leyes volumétricas o de Gay Lussac .............................................. Problemas estequiométricos (peso) ............................................... Problemas estequiométricos propuestos ....................................... 141 141 141 141 142 142 142 143 146 Soluciones ................................................................................................... Cambios de energía y formación de soluciones ............................ Clases de soluciones ........................................................................ Soluciones valoradas ....................................................................... 153 153 154 155 Concentraciones físicas ............................................................................. 157 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 8 Concentraciones químicas ....................................................................... Soluciones molares (M) .................................................................. Soluciones molales (m) .................................................................. Equivalente químico ....................................................................... Soluciones normales (N) ................................................................ 159 159 162 165 171 Formas de expresar la concentración ...................................................... 173 Ácidos y bases ............................................................................................. Propiedades químicas de los ácidos ............................................... Propiedades químicas de las bases ................................................. Los conceptos de ácido y base según arrhenius ............................ Definiciones de Bronsted y Lowry ................................................. Definición de Lewis......................................................................... Equilibrio ácido-base débiles.......................................................... Problemas propuestos ..................................................................... 177 177 178 178 180 181 182 182 Gases............................................................................................................ Ley de Boyle..................................................................................... Ley de Charles ................................................................................. Ley de Gay Lussac ........................................................................... Ley de las presiones parciales de Dalton ........................................ 185 185 187 188 189 Electroquímica ........................................................................................... Celda electroquímica ...................................................................... Primera ley de Faraday .................................................................. Segunda ley de Faraday................................................................... Tercera ley de Faraday ..................................................................... Números de transporte o transferencia ................................ Conductancia electrolítica .................................................... Soluciones electrolíticas .................................................................. Propiedades coligativas de los electrolitos ............................. 191 192 192 193 194 194 195 196 196 Prácticas de laboratorio ............................................................................ 201 Bibliografía ................................................................................................. 215 Dedicatoria Esta obra, producto de mi experiencia docente de varios años en la enseñanza de las ciencias químicas a nivel medio y superior, la dedico con mucho afecto a mis estudiantes, parte fundamental del proceso enseñanza aprendizaje y futuro indeleble del desarrollo académico y tecnológico de nuestro país Ernesto Delgado Fernández Agradecimientos A la Universidad Politécnica Salesiana del Ecuador, a su rector, Padre Juan Cárdenas Tapia, por su apoyo incondicional al desarrollo académico. Al Dios creador y dador de vida A mi madre Inesita, el regalo más grande que Dios me ha dado A mi familia… A mi esposa María, a mis hijos Elián y Daniel Con inmenso cariño… Importancia de las ciencias químicas Es conocido por todos la importancia de las ciencias químicas en el desarrollo del conocimiento. Podríamos afirmar con seguridad que se relaciona de alguna manera con todas las ramas de la ciencia; en el universo y en el planeta tierra se generan procesos y reacciones químicas desde la más simple a la más compleja. Desde este punto de vista es necesario conocer con exactitud la relación de esta ciencia con otras. La química como ciencia estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios que experimentan durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Esta ciencia tiene su importancia en muchos campos del conocimiento, como la biología, farmacia, fitoquímica, medicina, geología, la rama de las ingenierías, astronomía, ambiente, biotecnología entre otras. La palabra química, viene del egipcio kēme (kem), que significa “tierra”. Definición. Rama de las Ciencias Naturales, que se encarga del estudio de las transformaciones de la materia, y las leyes que rigen estas transformaciones. Las ciencias químicas se dividen en dos ramas: • Química Inorgánica o mineral. Se encarga del estudio de los minerales y el entorno inorgánico. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 14 • Química Orgánica o del carbono. Estudia los compuestos que contienen carbono e hidrógeno principalmente, estas moléculas forman parte de los seres vivos. Mediante síntesis orgánica se ha logrado reproducir en laboratorios diferentes tipos de sustancias que se encuentran en la naturaleza. La relación de la química con otras ciencias Petroquímica. Ciencia, que mantiene una estrecha relación con la Química, y se encarga del estudio de la composición química de los petróleos, y a partir de estos, la fabricación de diferentes productos, desde medicamentos hasta fertilizantes. Geoquímica. Estudia la composición de la corteza terrestre, desde el punto de vista químico, estudia los cambios que se producen en esta, tiene relación con la mineralogía y otras ciencias. Bioquímica. Estudia los procesos químicos que se llevan a cabo en los seres vivos. Química Física. Ciencia estrechamente relacionada con la Física, se refiere al estudio de elementos, sustancias y propiedades de estas. Química Médica. Estudia la acción de ciertas sustancias químicas que conocemos como medicamentos sobre los organismos vivos. En el campo de la medicina veterinaria de igual manera se ha conseguido mediante la Química la obtención de diferentes tipos de sueros, vacunas, antibióticos, etc., logrando el desarrollo y explotación del campo pecuario. Ingeniería Mecánica. La relación con la ingeniería mecánica se da por el funcionamiento de la propia máquina. Las aleaciones, reacciones químicas, las condiciones para que se den las reacciones la composición de los materiales, etc. En general, la relación se basa no solo en el aspecto químico de los componentes del mecanismo en sí, sino en la interacción entre ellos IMPORTANCIA DE LAS CIENCIAS QUÍMICAS 15 y la acción de agentes externos, o de lo que estos agentes externos harán a las piezas internas del mecanismo. Química de suelos. Estudia la estructura química del suelo, para analizar los porcentajes adecuados de nutrientes, y poder equilibrar los mismos mediante procesos de fertilización. Mediante la Química se ha podido obtener en laboratorios suplementos para la agricultura como los diferentes tipos de abonos que encontramos en el mercado, además insecticidas, fungicidas, etc. Química ambiental. Aplicaciones de la química al estudio del medio ambiente y su problemática. Estructura electrónica de los átomos Materia. Definimos como materia a todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, en donde podemos ver, tocar, etc., es decir podemos percibir con nuestros sentidos. Masa. Es la cantidad de materia contenida en un cuerpo. Los términos masa y peso a veces se toman como sinónimos, pero si recordamos, que el peso de los cuerpos está estrechamente relacionado con la Gravedad, entonces fuera en el espacio los cuerpos pierden su peso, y es por esta razón que flotan. El peso de los cuerpos se mide con dinamómetros, mientras que la masa, se mide a través de balanzas, sumamente precisas, analíticas y digitales, aunque antiguamente se hacía con un tipo de balanzas en donde se tenía predeterminado una masa conocida y luego se procedía a la comparación (Pesas). El átomo. Parte más pequeña de la materia con características propias de dicho átomo y que participa en la formación de moléculas. Según Rutherford y Bohr, el átomo está constituido de un núcleo y una envoltura, en el núcleo encontramos los protones y neutrones (nucleones) mientras que en la envoltura encontramos los orbitales o niveles de energía y en estos los electrones. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 18 Núcleo atómico. Se define como la parte central del átomo, tiene carga positiva, y concentra más del 99,999 % de la masa total del átomo. Electrón. Son partículas que se encuentra alrededor del núcleo del átomo y tienen carga eléctrica negativa. El descubrimiento del protón se le acredita a Ernest Rutherford que nació el 30 de agosto de 1871; murió el 19 de octubre de 1937. Protón. En física, el protón (del griego πρῶτον, prōton ‘primero’) se lo define como una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva 1 (1,6 × 10-19 C), de masa 1836 veces superior a la de un electrón.1 Neutrón. Es una partícula subatómica (nucleón), sin carga neta, presente en el núcleo atómico de prácticamente todos los átomos. Aunque se dice que el neutrón no tiene carga, en realidad está compuesto por tres partículas fundamentales (constituyentes elementales de la materia). Ernest Rutherford2 1 2 https://bit.ly/36Kc290 https://bit.ly/32O7ttp ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 19 Distribución electrónica La configuración electrónica nos muestra la forma como los electrones se encuentran o ubican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas. Números cuánticos. Son valores numéricos (números) que nos indican las características de los electrones de los átomos. Se basa en la teoría atómica de Neils Bohr. Los números cuánticos principales son 4: 1. 2. 3. 4. Número Cuántico Principal. Número Cuántico Secundario. Número Cuántico Magnético. Número Cuántico de Spin. Numero cuántico principal. Nos indica en qué nivel se encuentra el electrón y son valores enteros que van del 1 al 7. Para determinar el número de electrones que corresponde a cada capa se hace uso de la siguiente relación: 2.n2 2 es una constante y (n) el número de órbita Entonces: CAPA RELACIÓN NÚMERO DE ELECTRONES K 2. 1 2 2 electrones 2 L 2. 2 M 2. 32 18 electrones N 2. 42 32 electrones O 2. 52 50 electrones P 2. 6 72 electrones Q 2. 7 2 2 8 electrones 98 electrones ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 20 Dentro de los orbitales hay suborbitales o subcapas que se representan como s, p, d, f, cuyos valores en electrones son: Suborbital Electrones s 2 electrones p 6 electrones d 10 electrones f 14 electrones En la práctica se acostumbra representar de la siguiente manera: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 21 La energía que presentan los subniveles se incrementa de acuerdo con el siguiente esquema: Según Rutherford y Bohr 1. El átomo está constituido o formado por un núcleo, protones (+) electrones (-) y neutrones (+ -). 2. Los electrones disponen de movimiento de traslación y spin, que se indica por medio de flechas, como detallamos anteriormente. 3. El átomo tiene como máximo 7 capas, que se representan con letras y números que se denominan números cuánticos. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 22 4. Las capas u orbitales se dividen en subcapas o suborbitales, que se representan con las letras (s, p d, f). 5. Las subcapas se subdividen en orbitales: px, py, pz, d1, d2, d3, d4, d5. 6. El orbital (f) tiene 14 electrones y se divide en 7 suborbitales: f1, f2, f3, f4, f5, f6, f7. Distribución de electrones Regla de Hund Cuando un orbital p, d o f tiene más de un electrón, los electrones permanecen sin aparearse hasta que cada uno de los orbitales adquiere por lo menos un electrón. Distribución electrónica del oxígeno (O8) Z (Número atómico) = 8 1S2; 2S2; 2px2; 2py2 Distribución electrónica del Flúor (F9) Z (número atómico) = 9 1S 2; 2 S 2; 2px2; 2py2; 2pz1 Isótopo. No todos los átomos tienen el mismo número de neutrones en su estructura, por ejemplo algunos átomos de cloro tienen 18 neutrones y otros tienen 20 neutrones, consecuentemente, los átomos de cloro, que tienen diferente número de neutrones deberán tener también diferente masa. En efecto, los átomos de elementos que tienen el mismo número atómico, pero diferente peso atómico se denominan isótopos. La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos, se deduce también que los isótopos de un mismo elemento tienen propiedades químicas similares. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 23 EJEMPLO El isótopo radiactivo del yodo 131 se emplea para el tratamiento del cáncer. EJEMPLO El carbono (C) de número atómico 6 y masa atómica 12 se representa por el símbolo 12C Nomenclatura: Los isótopos reciben el nombre del átomo constituyente seguido del número que indica la masa atómica. El elemento representado por 12C se denomina (carbono doce) y el 14C (carbono catorce). Masa atómica o peso de los elementos El peso atómico de los elementos se encuentra debajo del símbolo de cada elemento en la tabla periódica, la masa de los átomos del isótopo carbono 12 se define como 12 uma (unidades de masa atómica) las masas relativas de todos los demás átomos se establecen comparándolas con este patrón recordemos que una (UMA) es igual a 1.6 x 10-24. El peso atómico es el peso relativo con el que interviene un elemento en un compuesto químico (sustancia); se denomina peso relativo, porque está determinado en relación con el peso de un elemento patrón. Consideramos también al peso atómico como una suma de protones y de neutrones, aunque se conoce como número de protones al número atómico. Número atómico. En la tabla periódica representa el número de orden de los elementos en la clasificación, al mismo tiempo el número de protones del núcleo y el número de electrones de la periferia. El número atómico nos indica la ubicación del elemento en la tabla periódica (número de protones y número de electrones). ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 24 EJEMPLO Valencia y electrones de valencia A la capacidad de combinación que tienen los elementos a través de los electrones de la última órbita o nivel de energía se conoce como valencia. Según Kossel, la valencia de un átomo está dada por los electrones de la última órbita o nivel de energía. Los átomos que tienen 5,6, o 7 electrones en su última órbita ganan electrones, hasta completar OCHO electrones y así adquirir estabilidad, esta estabilidad se verá alterada bajo la influencia de la temperatura, cuando involucramos puntos de fusión y de ebullición. Cuando un átomo dispone de 1, 2, o 3 electrones, generalmente estos elementos donan estos para que otro elemento complete OCHO electrones, en sentido contrario tendríamos un desgaste de energía sumamente grande. En todo proceso químico existe la pérdida y la ganancia de electrones. Valencia positiva. Consideramos un átomo con valencia positiva, cuando pierde electrones (-) por ejemplo: H+ ClValencia negativa. Consideramos un átomo con valencia negativa cuando gana electrones (-). Podríamos considerar el ejemplo anterior, en este caso el Cloro con 7 electrones, acepta 1 electrón del hidrógeno y de esta manera, se rodea de OCHO electrones, adquiriendo estabilidad molecular. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 25 La teoría del octeto de Lewis. (fisicoquímico Gilbert Newton Lewis) Al combinarse entre sí, los átomos tratan de rodearse de 8 electrones, lo que sería un sinónimo de estabilidad molecular, en estas condiciones sería difícil que los átomos se combinen, a este postulado se conoce como la regla del octeto (Lewis, 1916). Gilbert Newton Lewis3 3 https://bit.ly/3nyUQu9 Enlaces químicos A la unión íntima de los elementos a partir de sus electrones se conoce como enlace químico, encontramos diferentes tipos de enlaces de los cuales analizaremos los principales: a. Enlace covalente simple Cuando se comparte un par de electrones entre dos átomos Los átomos de hidrógeno forman un enlace simple cuando comparten un electrón con los átomos de oxígeno. Es decir, cuando existe el aporte de un electrón tanto del hidrógeno como del oxígeno. Los enlaces covalentes simples se representan mediante líneas, entonces: b. Enlace covalente doble Este tipo de enlace se da cuando hay el aporte de un par de electrones tanto de un elemento como de otro, el enlace covalente doble ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 28 se representa con una doble línea. El Anhídrido carbónico: CO2 está formado por un átomo de carbono y dos de oxígeno. C = 4 electrones O = 6 electrones c. Enlace covalente triple Cuando existe la coparticipación de 3 electrones, es decir cuando existe el aporte de 3 electrones tanto de un elemento como de otro elemento que forman parte de una molécula. Por ejemplo, la molécula de nitrógeno molecular (N2). d. Enlace covalente dativo Este tipo de enlace se da cuando solamente uno de los átomos es el que aporta un par de electrones, el elemento que dona el par de electrones se llama DADOR y el elemento que recibe el par de electrones se llama RECEPTOR. ENLACES QUÍMICOS 29 EJEMPLOS e. Enlace covalente triple Cuando existe la coparticipación de 3 electrones, es decir cuando existe el aporte de 3 electrones tanto de un elemento como de otro, los enlaces triples se representan con una triple barra. EJEMPLO ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 30 Algunos ejemplos de distribución electrónica y enlace químico: ENLACES QUÍMICOS 31 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 32 ENLACES QUÍMICOS 33 EJERCICIOS Hacer la distribución de electrones e indicar el tipo de enlaces que encontramos en las siguientes moléculas: Anhídrido nitroso (NO2) Anhídrido nítrico (NO3) Ácido sulfúrico (H2SO4) Ácido carbónico (H2CO3) Ácido nítrico (HNO3) Ácido fosfórico (H3PO4) Ácido nitroso (HNO2) ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 34 En las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4, C2H2, H2O, C6H6, NH3 ¿Cuáles tienen todos los enlaces sencillos o simples? ¿Qué molécula presenta algún doble enlace? ¿Qué molécula presenta algún triple enlace? Estados de la materia y cambios de estado Conocemos tres estados de la materia fundamentalmente, el sólido, líquido y gaseoso, al coloide se considera como un estado intermedio. Estado sólido Los cuerpos sólidos tienen forma y volumen propios, son rígidos y no fluyen, los átomos que forman una molécula de una sustancia sólida están dispuestos de una manera muy ordenada, tratando de mantener una posición invariable, que solamente se alterará debido a la acción del calor, logrando de esta manera separar el ordenamiento y llegar a los puntos de fusión y ebullición. El cambio de estado de sólido a líquido se llama fusión. Ejemplo: la fundición del oro (Au) por acción de la temperatura cambia de estado se vuelve líquido, fluye, pero al bajar la temperatura vuelve a su estado normal, adoptando la forma del recipiente que lo contiene. Toda sustancia sólida tiene un punto de fusión determinado (constante). Estado líquido Los líquidos tienen volumen constante, pero su forma varía de acuerdo con el recipiente que lo contiene, tienen la propiedad de fluir (ríos) y en pequeñas cantidades forman esferas (gotas de agua). ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 36 Al elevar la temperatura de un líquido las moléculas se separan (desprenden) y se produce un cambio de estado de líquido a vapor, este cambio de estado se conoce como vaporización, al enfriarse los vapores (enfriamiento) se produce una condensación. Punto de ebullición Lo definimos como la temperatura a la cual un líquido pasa al estado de vapor, y es una constante para cada líquido, por ejemplo el punto de ebullición del agua es 100°C. Punto de congelación Es la temperatura a la cual un líquido pasa al estado sólido, y es una constante de cada líquido. Ejemplo el punto de congelación del agua el 0°C. Estado gaseoso Los gases no tienen forma ni volumen, se expanden ocupando todo el espacio posible, las moléculas de los gases son libres, y prácticamente no tienen cohesión, al chocar con un recipiente que los contiene, determina la presión gaseosa. Bajo ciertas condiciones de presión y temperatura es posible a un gas volverlo líquido, este procedimiento se conoce como licuefacción. Atmósfera de presión Es la fuerza que se ejerce sobre la superficie terrestre a nivel del mar. La atmósfera que rodea nuestro planeta, y que es igual a 760 mm Hg 1 atm. Fenómenos naturales El cambio natural que sufren las sustancias por acción de alguna forma de energía y sin influencia antrópica4 se le conoce como fenómeno natural, por ejemplo, la erupción de un volcán, los huracanes, etc. Fenómeno químico Es el cambio profundo de las propiedades de las sustancias que se dan por medio de reacciones químicas, participan sustancias reaccionantes y productos de la reacción (sustancias nuevas). EJEMPLO Formación de una molécula de agua: La molécula de agua está formada o constituida por dos elementos, el hidrógeno y oxígeno, que son dos gases, pero que bajo ciertas condiciones se combinan y forman un líquido que conocemos como agua. 4 Antrópico, todo aquello que tiene que ver con los seres humanos y su posición en cuanto a lo natural. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 38 Fenómeno físico Es el cambio momentáneo de las propiedades de una sustancia, que termina cuando la causa productora deja de actuar. Ejemplo: Los cambios de estado que se producen por acción de la temperatura. Fenómeno físico químico Es el cambio profundo de las propiedades de un elemento durante un período de tiempo determinado, durante el cual este elemento adquiere nuevas propiedades. Se denomina fisicoquímico, por su relación con fenómenos físicos y químicos, estos fenómenos se presentan en unos pocos elementos. Ejemplo la presentación del fósforo (P). Fósforo blanco, tóxico, venenoso, y combustible. Fósforo rojo, polvo rojo no venenoso. Fenómeno radiactivo Se considera como una propiedad de un determinado grupo de elementos de emitir radiaciones, las radiaciones son de tres clases: alpha, beta y gama, por su alto poder de penetración se dan diferentes usos, cuando la radiación es pequeña, se utiliza en medicina, para matar células malignas (radioterapia) cuando una persona es expuesta a grandes cantidades de radiación esta es causante de cáncer y muerte. Podemos citar algunos elementos radiactivos: Uranio (U) Radio (Ra) Actinio (Ac), etc. FENÓMENOS NATURALES 39 Vida media de un elemento radiactivo Es el tiempo que debe transcurrir para que un elemento reduzca su radiactividad hasta la mitad. La radiación es el producto de la desintegración de los átomos Por ejemplo: el carbono 14 es utilizado para determinar la edad arqueológica de piezas que se encuentran, y que sirven para descifrar el origen de la humanidad, el C14 tiene una vida media de 5600 años. El Cobalto (Co) 60 dependiendo de su vida media se utiliza para el tratamiento de tumores cancerosos, este tratamiento se denomina cobaltoterapia. Mezclas y combinaciones Mezcla Es la unión de dos o más sustancias en proporciones variables de peso o volumen, sin la intervención o producción de energía, es decir las sustancias que se mezclan conservan sus propiedades, se las puede separar a través de procedimientos físicos o mecánicos relativamente sencillos, como por ejemplo tamizar, filtrar, decantar, levigar, etc. Las mezclas se clasifican en: homogéneas y heterogéneas. Mezclas homogéneas Son aquellas en las que no podemos diferenciar sus componentes, ni con la ayuda de un microscopio, por ejemplo, si preparamos una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) y agua, será muy difícil distinguir los constituyentes de esta solución. Mezclas heterogéneas En este tipo de mezclas se identifica fácilmente sus componentes, por ejemplo el agua y arena forman una mezcla que se puede separar muy fácilmente por procedimientos mecánicos sencillos. Métodos de separación de mezclas Para separar este tipo de mezclas se utilizan recursos como: calor, vapor, etc. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 42 Vaporización Se aplica calor a la mezcla para provocar que el componente líquido se evapore. Destilación Proceso mediante el cual un líquido pasa a estado de vapor. Mediante conductos el líquido se traslada a un refrigerante o condensador, el mismo que mediante circulación de agua logra enfriar los vapores (condensación) llegando nuevamente al estado líquido, este proceso se conoce como destilación simple, que se utiliza hasta ahora en la destilación del jugo de caña de azúcar fermentado para la obtención de etanol o alcohol etílico (C2H5OH). Destilación fraccionada Tipo de destilación que se basa en la separación de los componentes de una mezcla homogénea considerando sus puntos de ebullición, por ejemplo, la destilación fraccionada del crudo, en nuestro país disponemos de dos refinerías, una en Esmeraldas y otra en La Libertad. En el proceso primero se separan los gases, luego los líquidos y finalmente los sólidos (asfalto). Separación de mezclas heterogéneas Filtración Proceso mediante el cual se deja pasar a través de un material filtrante las partículas más pequeñas, quedando retenidas las de mayor tamaño, este material filtrante se le conoce como filtro, se puede utilizar como filtros, papel, (laboratorio), carbón, asbesto, malla, etc. Para proceder a filtrar con papel en el laboratorio se utiliza un embudo de caña, en el cual se coloca el papel. MEZCLAS Y COMBINACIONES 43 Centrifugación Procedimiento mediante el cual se separa los componentes de una mezcla heterogénea, mediante el uso de una fuerza centrífuga (movimiento giratorio a gran velocidad); este procedimiento se lleva a cabo en una centrifugadora, la solución a separarse es generalmente formada entre un sólido y un líquido. Por centrifugación se puede separar la mantequilla de la leche en industria de lácteos, en el laboratorio, los glóbulos rojos de la sangre, etc. Decantación Consiste en dejar en reposo mezclas formadas por sólidos y líquidos y de líquidos con líquidos, el componente más pesado se deposita en el fondo del recipiente, pudiendo separarse al trasvasar los componentes que forman parte de la mezcla. Tamización Proceso mediante el cual se separa los componentes de una mezcla formada por dos sólidos, consiste en dejar pasar las partículas más pequeñas a través de una malla o tamiz, dependiendo de las necesidades se utilizará diferentes tipos de mallas o tamiz. Adsorción Propiedad de ciertas sustancias para adherirse a la superficie de una sustancia sólida que igualmente tiene la propiedad de adsorber y que le llamamos adsorbente. La capacidad de adsorción varía para cada sustancia y compuesto, por ejemplo, la biomasa de ciertos hongos (biomasa fúngica) adsorbe metales pesados, y esta propiedad se utiliza en procesos de depuración de matrices contaminadas. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 44 Cromatografía Técnica de separación que se fundamenta en el principio de que los solutos son arrastrados por solventes, de esta forma los solutos se reparten de acuerdo con el grado de solubilidad de cada uno de ellos, esta distribución se denomina partición. La velocidad de migración del soluto arrastrado por el solvente se representa por el coeficiente R. Rf= distancia recorrida por el soluto distancia recorrida por el disolvente Rf= constante característica de cada soluto Cristalización Método de separación que se basa en la separación de sustancias bajo la forma de cristales, se utiliza en la purificación de compuestos orgánicos. Combinación Es la unión íntima (intercambio y formación de enlaces por medio de electrones) de dos o más sustancias en proporciones constantes y definidas de peso y volumen con el aporte e intervención de energía, MEZCLAS Y COMBINACIONES 45 cuando se combinan dos o más sustancias forman otras diferentes, con propiedades también diferentes. Cuando nos referimos a una combinación, sabemos que se formaron enlaces químicos, por ejemplo, se combina dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno para formar una molécula de agua. Sabemos que tanto el hidrógeno como el oxígeno son dos gases, pero sin embargo al combinarse (reaccionar) forman una sustancia con características totalmente diferentes como el agua (líquido). Cuando nos referimos a una combinación, sabemos también que se rigen mediante las diferentes leyes de la Química, como la ley de la Conservación de la masa y la energía, las leyes Ponderales y volumétricas, etc. Diferencias entre mezclas y combinaciones Mezclas • • • • • Los componentes están presentes en cualquier proporción de peso o volumen. No existe la intervención ni la producción de energía. Se separan fácilmente por procedimientos físicos o mecánicos sencillos. Los componentes conservan sus propiedades, cuando forman la mezcla y cuando son separados. No existe el intercambio de electrones. Combinaciones • • Se conoce la proporción tanto en peso como volumen. Para que se produzca una combinación (reacción química) se necesitan ciertas condiciones, como el requerimiento y la producción de energía. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 46 • • • Se separan difícilmente por procedimientos químicos complejos. Los elementos o sustancias que forman parte de una combinación pierden sus propiedades, y dan origen a otras sustancias con propiedades diferentes. Existe la formación de enlaces químicos y la formación de enlaces químicos. La tabla periódica Los elementos químicos se han incrementado de acuerdo con los nuevos descubrimientos, algunos de estos todavía están en estudio, pero analizaremos los más representativos. Los elementos que son de número atómico mayor a 92 no se encuentran en la naturaleza, son producto de síntesis en laboratorios. Lavoisier fue el primero en emplear nombres modernos de los elementos, pero Berzelius fue quien utilizó los símbolos de una y dos letras, sistema que se utiliza en los actuales momentos. Los elementos en la tabla periódica están clasificados en metales, no metales y metaloides, ciertos elementos se encuentran en forma de moléculas diatómicas, como, por ejemplo: (H2, O2). Los elementos en la tabla periódica están ordenados a partir de un número atómico que como habíamos revisado anteriormente es igual al número de protones. Períodos de la tabla periódica La tabla periódica está compuesta de siete períodos dispuestos en forma horizontal con un número adelante que representa a cada período, y que nos indica el número de niveles de energía de todos los elementos que conforman el período. • • • • En el primer período (1) solo se encontramos, el H2 y el He. En el segundo período encontramos al (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne). En el tercer período encontramos: (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar). En el cuarto período encontramos: (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr). ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 48 • • • En el quinto período encontramos: (Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe). En el sexto período encontramos: (Cs, Ba, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn) a este grupo se suman los Lantánidos, dándonos un total de 32 elementos. El séptimo período incluye la serie del Actinio, y los elementos de reciente descubrimiento. Grupo Conjunto de elementos dispuestos en columnas, hay 18 grupos en la tabla periódica, estos grupos se formaron de acuerdo con las similitudes y propiedades de estos. Número atómico. Es el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Peso atómico. Es la masa promedio de los átomos de un determinado elemento químico. Tabla 1 Ilustración de los elementos que se encuentran en la tabla periódica, con el símbolo, número y peso atómico NÚMERO ATÓMICO SÍMBOLO NOMBRE PESO ATÓMICO 1 H HIDRÓGENO 1,0079 2 He HELIO 4,0026 3 Li LITIO 6,941 4 Be BERILIO 9,012 5 B BORO 10,810 6 C CARBONO 12,011 7 N NITRÓGENO 14,006 8 O OXÍGENO 15,999 LA TABLA PERIÓDICA 49 NÚMERO ATÓMICO SÍMBOLO NOMBRE PESO ATÓMICO 9 F FLUOR 18,998 10 Ne NEÓN 20,179 11 Na SODIO 22,989 12 Mg MAGNESIO 24,305 13 Al ALUMINIO 26,981 14 Si SILICIO 28,085 15 P FÓSFORO 30,973 16 S AZUFRE 32,066 17 Cl CLORO 35,452 18 Ar ARGÓN 39,948 19 K POTASIO 39,098 20 Ca CALCIO 40,078 21 Sc ESCANDIO 44,956 22 Ti TITANIO 47,88 23 V VANADIO 50,941 24 Cr CROMO 51,996 25 Mn MANGANESO 54,938 26 Fe HIERRO 55,847 27 Co COBALTO 58,933 28 Ni NIQUEL 58,69 29 Cu COBRE 63,546 30 Zn ZINC 31 Ga GALIO 32 Ge GERMANIO 72,61 33 As ARSÉNICO 74,921 34 Se SELENIO 78,96 35 Br BROMO 79,904 65,39 69,723 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 50 NÚMERO ATÓMICO SÍMBOLO NOMBRE PESO ATÓMICO 36 Kr KRIPTÓN 83,80 37 Rb RUBIDIO 85,467 38 Sr ESTRONCIO 39 Y YTRIO 88,905 40 Zr ZIRCONIO 91,224 41 Nb NIOBIO 92,906 42 Mo MOLIBDENO 43 Tc TECNESIO 98,906 44 Ru RUTENIO 101,07 45 Rh RODIO 46 Pd PALADIO 87,62 95,94 102,905 106,42 47 Ag PLATA 107,868 48 Cd CADMIO 112,411 49 In INDIO 50 Sn ESTAÑO 51 Sb ANTIMONIO 121,75 52 Te TELURO 127,60 53 I YODO 54 Xe XENÓN 55 Cs CESIO 132,905 56 Ba BARIO 137,27 114,82 118,710 126,904 131,29 57 La LANTANO 138,905 58 Ce CERIO 140,115 59 Pr PRASEODIMIO 140,907 60 Nd NEODIMIO 144,24 61 Pm PROMETIO 145 62 Sm SAMARIO 150,36 LA TABLA PERIÓDICA 51 NÚMERO ATÓMICO SÍMBOLO NOMBRE PESO ATÓMICO 63 Eu EUROPIO 64 Gd GADOLINIO 65 Tb TERBIO 66 Dy DISPROSIO 67 Ho HOLMIO 68 Er ERBIO 167,26 69 Tm TULIO 168,934 70 Yb YTERBIO 173,04 71 Lu LUTECIO 174,967 72 Hf HAFNIO 178,49 73 Ta TÁNTALO 74 W WOLFRAMIO 75 Re RENIO 186,207 76 Os OSMIO 190,2 77 Ir IRIDIO 192,22 78 Pt PLATINO 195,08 79 Au ORO 80 Hg PLATA 200,59 81 Tl TALIO 204,383 82 Pb PLOMO 83 Bi BISMUTO 208,980 84 Po POLONIO 209 85 At ASTATO 210 86 Rn RADÓN 222 87 Fr FRANCIO 223 88 Ra RADIO 89 Ac ACTINIO 151,965 157,25 158,925 162,50 164,930 180,948 183,85 196,966 207,2 226,025 227 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 52 NÚMERO ATÓMICO 90 SÍMBOLO NOMBRE PESO ATÓMICO Th TORIO 232,038 91 Pa PROTACTINIO 231,035 92 U URANIO 238,028 93 Np NEPTUNIO 237,048 94 Pu PLUTONIO 244 95 Am AMERICIO 243 96 Cm CURIO 247 97 Bk BERKELIO 247 98 Cf CALIFORNIO 251 99 Es EINSTENIO 252 100 Fm FERMIO 257 101 Md MENDELEVIO 258 102 No NOBELIO 259 103 Lr LAWRENCIO 262 104 Rf RUTHERFORDIO 261 105 Db DUBNIO 262 106 Sg SEABORGIO 266 107 Bh BOHRIO 264 108 Hs HASSIO 269 109 Mt METERIO 268 110 Ds DARMSTADTIO 271 111 Rg ROENTGENIO 272 112 Uub UNUNBIO 285 113 Uut UNUNTRIO 284 114 Uuq UNUNQUADIO 289 115 Uup UNUNPENTIO 288 116 Uuh UNUNHEXIO 292 Tabla periódica de los elementos químicos LA 53 TABLA PERIÓDICA https://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Tabla_periodica.png This file is licensed under the Creative Commons Attribution-Share Alike 4.0 International license. Notación química Es el estudio de símbolos, fórmulas y estrategias que se utilizan para representar en la escritura las fórmulas químicas. Elemento químico Modernamente se define a un elemento químico como una sustancia formada por isótopos. Símbolo químico Es una forma abreviada de representar los elementos, desde Berzelius hasta esta época se toma generalmente la inicial mayúscula del nombre del elemento. Origen de los nombres de los elementos Los nombres de los elementos provienen o se fundamentan en las características físicas o químicas, el nombre en honor al científico que descubrió o estudió ese elemento, en honor a un país, algunos de ellos inclusive proceden de los nombres de dioses de la mitología. EJEMPLOS Bario [Ba] del griego Barys = pesado. Bromo [Br] del griego Bromos = fétido. Polonio [Po] por Polonia. Helio [He] del Dios Helios o sol. Europio [Eu] en honor al continente europeo. Curio [Cm] en honor a Pierre y Marie Curie. Einstenio [Es] en honor a Albert Einstein. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 56 Fermio [Fm] en honor a Enrico Fermi. Mendelevio [Md]: En honor al químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléiev precursor de la actual tabla periódica. Nobelio [No] en honor a Alfred Nobel. Atomicidad Llamamos atomicidad al número de átomos que forman parte de una molécula, de acuerdo con lo expuesto, las moléculas pueden ser diatómicas, triatómicas o poliatómicas. Ejemplo: H2, O2; O3; KHSO4; CaCO3; SO2 Estructura de las moléculas y representatividad Empleo de subíndices Los subíndices son números pequeños que se encuentran en la parte inferior derecha de cada elemento, este número nos indica las veces que se repite este elemento en la molécula. Ejemplo: H2SO4 (ácido sulfúrico) 2 átomos de hidrógeno 1 átomo de azufre 4 átomos de oxígeno Ejemplo: H3PO4 (ácido orto fosfórico o fosfórico) 3 átomos de hidrógeno 1 átomo de fósforo 4 átomos de oxígeno Ejemplo: KMnO4 (Permanganato de potasio) 1 átomo de potasio 1 átomo de manganeso 4 átomos de oxígeno NOTACIÓN QUÍMICA 57 Empleo de coeficientes Los números grandes que se encuentran al inicio de cada fórmula o molécula se denominan coeficientes y nos indican las veces que se repite la molécula. Ejemplo: 7HNO3 La molécula de ácido nítrico se repite 7 veces y en total tendríamos, 7 átomos de hidrógeno, 7 átomos de nitrógeno y 21 átomos de oxígeno. Empleo de paréntesis Se emplea el paréntesis para encerrar a un grupo atómico o funcional y nos indica las veces que se repite. Ejemplo: Zn3(PO4)2 En la molécula de fosfato de zinc, el radical fosfato se repite 2 veces, y el número total de átomos que conforman la molécula sería: 3 átomos de zinc 2 átomos de fósforo 8 átomos de oxígeno Ejemplo: Ra3(AsO4)2 En la molécula de arseniato de radio, el radical arseniato se repite 2 veces y el número total de átomos que conforman la molécula es: 3 átomos de radio 2 átomos de arsenio 8 átomos de oxígeno ¿Qué es un radical? Fórmula incompleta con electrones libres en espera de saturación o formar enlaces con otros electrones de elementos diferentes. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 58 Clases de fórmulas Se dividen en dos grupos condensadas y desarrolladas, en química inorgánica se utiliza las fórmulas condensadas y en química orgánica las fórmulas desarrolladas. Por ejemplo: Compuestos inorgánicos HCl ácido clorhídrico (fórmula condensada) HNO3 ácido nítrico (fórmula condensada) K2Cr2O7 dicromato de potasio (fórmula condensada) Compuestos orgánicos Fórmulas desarrolladas de compuestos orgánicos, cada línea representa un enlace covalente simple n-Butano NOTACIÓN QUÍMICA 59 n-pentano Fórmula química Es una representación molecular formada o constituida por átomos, si conocemos que cada elemento tiene un peso atómico determinado, entonces, cada molécula tendrá un peso molecular o mol. Peso molecular o mol Suma de los pesos atómicos que forman parte de una molécula. Ejemplo: CO2 C = 12 g O = 16 g X 2 = 32 g Peso molecular del anhídrido carbónico igual a 44 g ¿Qué es mol? Es una de las magnitudes estipuladas por el Sistema Internacional de Unidades. Se define como la cantidad de materia que poseen las partículas, es decir los átomos y las entidades elementales.5 5 https://concepto.de/mol/ ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 60 Es la suma de los pesos atómicos o peso molecular expresado en g/mol Ejemplo: El mol de hidróxido de sodio NaOH Na = 23 g O =16 g H=1g El mol (NaOH) de hidróxido de sodio es 40 g/mol Ejemplo: El mol de fosfato de radio Ra3(PO4)2 Ra = 226 P =31 X 2 = 62 g O =16 x 8 =128 g El mol del fosfato de radio es: 416 g/mol Valencia de los elementos químicos Nos referimos al número de electrones que un átomo dispone en su último orbital o nivel de energía (capa externa); se denominan electrones de valencia porque son los que forman enlaces con otros electrones para formar moléculas diferentes cuando se producen las reacciones químicas. Los elementos se clasifican en no metales y metales. Valencia de los no-metales Desde la derecha en la tabla periódica: Halógenos, anfígenos, nitrogenoides y carbonoides Halógenos Valencia positiva +1+3+5+7 valencia negativa (-1) (monovalentes) SÍMBOLO NOMBRE F Flúor Cl Cloro Br Bromo I Yodo ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 62 Anfígenos Valencia positiva +4+6 valencia negativa [-2] (divalentes) SÍMBOLO NOMBRE O Oxígeno S Azufre Se Selenio Te Teluro Nitrogenoides Valencia positiva +3+5 valencia negativa (-3) (trivalentes) SÍMBOLO NOMBRE N Nitrógeno P Fósforo As Arsenio Sb Antimonio Carbonoides Valencia positiva +4 Valencia negativa (-4) (Tetravalentes) SÍMBOLO NOMBRE C Carbono Si Silicio Ge Germanio VALENCIA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 63 Valencia de los metales Los metales se clasifican en metales de valencia fija y variable: Metales de valencia fija Monovalentes [+1] Divalentes [+2] Trivalentes [+3] Tetravalentes [+4] Metales hexavalentes [+6] Metales monovalentes. Valencia +1 SÍMBOLO NOMBRE Li Litio Na Sodio K Potasio Rb Rubidio Cs Cesio Fr Francio Ag Plata Metales divalentes +2 SÍMBOLO NOMBRE Ba Bario Be Berilio Cd Cadmio Ca Calcio Ra Radio Mg Magnesio Sr Estroncio Zn Zinc ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 64 Metales trivalentes + 3 SÍMBOLO NOMBRE Al Aluminio Ac Actinio Bi Bismuto Cf Californio Dy Disprosio Es Einstenio Er Erbio Sc Escandio Eu Europio Fm Fermio Ga Galio Gd Gadolinio Ho Holmio In Indio Y Itrio Yb Nd Yterbio Neodimio Metales tetravalentes +4 SÍMBOLO NOMBRE Hf Hafnio Ir Iridio Os Osmio Pd Paladio Pt Platino Re Renio Rh Rodio Ru Rutenio Th Torio VALENCIA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 65 Metales hexavalentes +6 SÍMBOLO NOMBRE Yb Iterbio La Lantano Lu Lutecio Md Mendelevio Nd Neodimio Pm Prometeo Sm Samario Tb Terbio Tm Tulio Metales de valencia variable Metales monovalentes y divalentes [+1 y +2] Metales monovalentes y trivalentes [+1 y +3] Metales divalentes y trivalentes [+2 y +3] Metales divalentes y tetravalentes [+2 y +4] Metales trivalentes y tetravalentes [+3 y +4] 6. Metales trivalentes y pentavalentes [+3 y +5] Metales monovalentes y divalentes Valencia +1 +2 SÍMBOLO NOMBRE Cu Cobre Hg Mercurio ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 66 Metales monovalentes y trivalentes Valencia +1 +3 SÍMBOLO NOMBRE Au Oro Tl Talio Metales divalentes y trivalentes Valencia +2 +3 SÍMBOLO NOMBRE Cr Cromo Fe Hierro Mn Manganeso Ni Níquel Metales divalentes y tetravalentes Valencia +2 +4 SÍMBOLO NOMBRE Pb Plomo Sn Estaño Metales trivalentes y tetravalentes Valencia +3 +4 SÍMBOLO NOMBRE Bk Berkelio Ce Cerio Cm Curio Pr Praseodimio VALENCIA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 67 Metales trivalentes y pentavalentes +3 +5 SÍMBOLO NOMBRE Nb Niobio Ta Tantalio V Vanadio Nomenclatura y formulación de compuestos inorgánicos Se denomina nomenclatura al conjunto de normas y reglas que se han establecido para poder nombrar las diferentes moléculas que se forman por la unión de uno o más elementos. Estas normas y reglas fueron designadas por los congresos internacionales de Química y están regidos por la Sociedad Internacional de Química Aplicada IUPAC. Definiciones importantes Símbolo. Es una abreviatura que se utiliza para representar a un elemento químico, ejemplo: (Li, Na, Ba, Ca, etc.). Cuerpo simple. Es el que está formado por átomos de la misma clase o especie, por ejemplo, el Azufre (s) el Carbono (C). Cuerpo compuesto. Es aquel que está formado por átomos de distinta clase o especie, por ejemplo una molécula de H2SO3 (ácido sulfuroso) constituido por 2 átomos de hidrógeno, 1 átomo de azufre y por 3 átomos de oxígeno. Clasificación de los cuerpos simples Los cuerpos simples o elementos se clasifican en metales, no metales y metaloides. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 70 Clases de cuerpos compuestos Se clasifican en binarios, ternarios, cuaternarios y especiales. Compuestos binarios Los que están constituidos o formados por dos elementos, por ejemplo, el CO2. Compuestos ternarios Sus moléculas están constituidas por tres elementos diferentes (átomos) Ejemplo: HNO3; H3PO4 etc. Compuestos cuaternarios Sus moléculas están constituidas por cuatro elementos (átomos) diferentes. Por ejemplo Carbonato ácido de sodio NaHCO3. Aspectos a considerar 1. Para formar compuestos (moléculas) se intercambiam las valencias de los elementos. 2. Subíndices y coeficientes unos [1] no se escriben. 3. El elemento más electropositivo siempre se escribe a la izquierda de la molécula. 4. Todos los metales tienen valencia positiva [+]. 5. Es posible simplificar subíndices y coeficientes. 6. Toda molécula es electricamente neutra. 7. Los compuestos químicos de forma general se clasifican como ácidos, bases y sales. Nomenclatura de química inorgánica Nomenclatura de los compuestos binarios COMPUESTOS BINARIOS FUNCIÓN ANHÍDRIDO U ÓXIDO ÁCIDO FUNCIÓN ÓXIDO METÁLICO FUNCIÓN ÁCIDO HIDRÁCIDO FUNCIÓN HIDRURO METÁLICO FUNCIÓN COMPUESTO ESPECIAL FUNCIÓN HALURO NEUTRO FUNCIÓN COMPUESTO NO SALINO FUNCIÓN PERÓXIDO FUNCIÓN ALEACIÓN BINARIA FUNCIÓN AMALGAMA BINARIA 1. Función anhídrido u óxido ácido Los anhídridos resultan de combinar cualquier metaloide con valencia positiva más el oxígeno de valencia - 2 Nomenclatura. Todos los compuestos químicos tienen un nombre genérico y uno específico, para este caso: El nombre genérico es la palabra ANHÍDRIDO y el específico es el NOMBRE DEL METALOIDE, con los prefijos y sufijos correspondientes. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 72 Ejemplo: con las valencias +1 +3 +5 +7 VALENCIA PREFIJO SUFIJO +1 HIPO OSO +3 OSO +5 ICO +7 PER ICO Según hemos visto podemos obtener anhídridos a partir de halógenos, anfígenos, nitrogenoides y carbonoides más el oxígeno de valencia -2. Anhídridos a partir de los halógenos (F Cl Br I) [+1+3+5+7] Flúor (F) F+1 + O-2 → F2O F+3 + O-2 → F2O3 F+5 + O-2 → F2O5 F+7 + O-2 → F2O7 Anhídrido hipo fluoroso Anhídrido fluoroso Anhídrido fluórico Anhídrido perfluórico Cloro (Cl) Cl+1 + O-2 → Cl2O Anhídrido hipo cloroso Cl+3 + O-2 → Cl2O3 Anhídrido cloroso Cl+5 + O-2 → Cl2O5 Anhídrido clórico Cl+7 + O-2 → Cl2O7 Anhídrido perclórico Bromo (Br) Br+1 + O-2 → Br2O Anhídrido hipo bromoso Br+3 + O-2 → Br2O3 Anhídrido bromoso Br+5 + O-2 → Br2O5 Anhídrido brómico Br+7 + O-2 → Br2O7 Anhídrido perbrómico NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 73 YODO (I) I+1 + O-2 → I2O I+3 + O-2 → I2O3 I+5 + O-2 → I2O5 I+7 + O-2 → I2O7 Anhídrido hipo yodoso Anhídrido yodoso Anhídrido yódico Anhídrido peryódico Anhídridos a partir de los anfígenos (S; Se; Te) [+4 y +6] Cuando tenemos solamente dos valencias se usa las terminaciones OSO (menor valencia) e ICO (mayor valencia). Azufre (S) S+4 + O-2 → S2O4 S+6 + O-2 → S2O6 simplificando los subíndices → SO2 Anhídrido sulfuroso simplificando los subíndices → SO3 Anhídrido sulfúrico Selenio (Se) Se+4 + O-2 → Se2O4 simplificando los subíndices → SeO2 Anhídrido selenioso Se+6 + O-2 → Se2O6 simplificando los subíndices → SeO3 Anhídrido selénico Teluro (Te) Te+4 + O-2 → Te2O4 simplificando los subíndices → TeO2 Anhídrido teluroso Te+6 + O-2 → Te2O6 simplificando los subíndices → TeO3 Anhídrido telúrico Anhídridos a partir de los nitrogenoides (N; P; As; Sb) [+3 y +5] Nitrógeno (N) N+3 + O-2 → N2O3 Anhídrido nitroso N+5 + O-2 → N2O5 Anhídrido nítrico ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 74 Fósforo (P) P+3 + O-2 → P2O3 P+5 + O-2 → P2O5 Anhídrido fosforoso Anhídrido fosfórico Arsenio (As) As+3 + O-2 → As2O3 Anhídrido arsenioso As+5 + O-2 → AS2O5 Anhídrido arsénico Antimonio (Sb) Sb+3 + O-2 → Sb2O3 Anhídrido antimonioso Sb+5 + O-2 → Sb2O5 Anhídrido antimónico Anhídridos a partir de los carbonoides (C; Si; Ge) (+ - 4) C+4 + O-2 → C2O4 carbónico simplificando los subíndices → CO2 Anhídrido Si+4 + O-2 → Si2O4 silícico simplificando los subíndices → SiO2 Anhídrido Ge+4 + O-2 → Ge2O4 simplificando los subíndices → GeO2 Anhídrido germánico 2. Función óxido metálico Este grupo de compuestos resulta de la combinación de cualquier metal (valencia positiva) más el oxígeno de valencia -2. Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra ÓXIDO y el específico EL NOMBRE DEL METAL, si es de valencia variable el metal, se usan las terminaciones OSO (menor valencia) e ICO (mayor valencia). ALGUNOS EJEMPLOS Ca+2 + O-2 → Ca2O2 Simplificando CaO Óxido de calcio Fe3 + O-2 → Fe2O3 Óxido férrico o de hierro III NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 75 Mn+2 + O-2 → Mn2O2 Simplificando MnO Óxido manganoso o de manganeso II Mn+3 + O-2 → Mn2O3 Óxido mangánico o de manganeso III Zn+2 + O-2 → Zn2O2 Simplificando ZnO Óxido de zinc Al+3 + O-2 → Al2O3 Óxido de aluminio Hg + O → Hg2O2 Simplificando HgO óxido mercúrico +2 -2 3. Función ácido hidrácido Ácidos binarios inorgánicos considerados fuertes por su alto grado de ionización, este grupo de sustancias resulta de combinar los metaloides de valencia -1 (monovalentes) o -2 (divalentes) + hidrógeno (H) de valencia +1. Metaloides monovalentes -1 (F; Cl; Br; I) Metaloides divalentes -2 (S; Se; Te) Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra ÁCIDO y el específico el nombre del metaloide terminado en HÍDRICO. Ácidos hidrácidos F-1 + H+1 → HF Cl-1 + H+1 → HCl Br-1 + H+1 → HBr I-1 + H+1 → HI S-2 + H+1 → H2S Se-2 + H+1 → H2Se Te-2 + H+1 → H2Te Ácido fluorhídrico Ácido clorhídrico Ácido bromhídrico Ácido yodhídrico Ácido sulfhídrico Ácido selenhídrico Ácido telurhídrico 4. Función hidruro metálico Este grupo de sustancias resulta de combinar cualquier metal de valencia fija o variable (+) más el hidrógeno (H) de valencia -1. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 76 Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra HIDRURO y el específico el nombre del metal si es de valencia fija. Si el metal es de valencia variable usaremos las terminaciones OSO e ICO. ALGUNOS EJEMPLOS Hg+2 + H-1 → HgH2 Cr+3 + H-1 → CrH3 Pb+4 + H-1 → PbH4 Fe2 + H-1 → FeH2 Fe+3 + H-1 → FeH3 Au+1 + H-1 → AuH Au+3 + H-1 → AuH3 Ag+1 + H-1 → AgH Rb+1 + H-1 → RbH Hidruro mercúrico o de mercurio II Hidruro crómico o de cromo III Hidruro plúmbico o de plomo IV Hidruro ferroso o de hierro II Hidruro férrico o de hierro III Hidruro auroso o de oro I Hidruro áurico o de oro III Hidruro de plata Hidruro de rubidio 5.Función compuesto especial Este grupo de compuestos son producto de la combinación de cualquier metaloide trivalente (-3) o tetravalente (-4) más el hidrógeno (H+1). Nomenclatura. En los compuestos especiales no tenemos los nombres genérico y específico, cada compuesto tiene un nombre determinado. Compuestos especiales de metaloides trivalentes (-3) (N; P; As; Sb) N-3 + H+1 → NH3 P-3 + H+1 → PH3 As-3 + H+1 → AsH3 Sb-3 + H+1 → SbH3 Amoníaco Fosfamina Arsenamina Estibamina Compuestos especiales de metaloides tetravalentes (-4) (C Si Ge) C-4 + H+1 → CH4 Metano NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 77 Si- 4 + H+1 → SiH4 Silicano Ge-4 + H+1 → GeH4 Germanano Los compuestos especiales que resultan de los metaloides trivalentes (-3) (Amoníaco, Fosfamina, Arsenamina, Estibamina) al tener contacto con el agua forman bases o hidróxidos, formándose los siguientes compuestos: NH3 + [H]+1 [OH]-1 → NH4OH → PH3 + [H]+1 [OH]-1 → PH4OH → AsH3 + [H]+1 [OH]-1 → AsH4OH → SbH3 + [H]+1 [OH]-1 → SbH4OH → Hidróxido de amonio Fosfonio Arsonio Estibonio 6. Función haluro neutro o sal halógena neutra Grupo de compuestos que resultan de combinar cualquier metaloide monovalente (-1) o divalente (-2) más un metal de valencia fija o variable. Nomenclatura El nombre genérico es el del metaloide terminado en URO y el nombre específico es el del metal. Si es de valencia variable utilizamos la terminación (OSO e ICO) menor y mayor valencia respectivamente. Metaloides monovalentes: (-1) F; Cl; Br; I Metaloides divalentes: (-2) O; S; Se; Te Cl-1 + Ba+2 → BaCl2 Se-2 + Na+1 → Na2Se I-1 + Hg+2 → HgI2 S-2 + Fe+3 → Fe2S3 Br-1 + Mn+3 → MnBr3 Te-2 + Pb+4 → Pb4Te2 F-1 + Cr+3 → CrF3 S-2 + Mn+3 → Mn2S3 Cloruro de bario Selenuro de sodio Yoduro mercúrico Sulfuro férrico o de hierro III Bromuro mangánico o de manganeso III Simplificando → Pb2Te → Teluro plúmbico Fluoruro crómico o de cromo III Sulfuro mangánico ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 78 Se-2 + Cu+2 → Cu2S2 → Simplificando → CuS → Sulfuro cúprico Te-2 + K+1 → K2Te → Teluro de potasio Te-2 + Au+1 → Teluro auroso * En la práctica las sales halógenas se pueden obtener por los siguientes métodos: 1. Reacción de un ácido hidrácido con un metal ALGUNOS EJEMPLOS 2HCl + 2 Na+1 → 2NaCl + H2 Ácido clorhídrico + sodio → Cloruro de sodio +hidrógeno molecular 6HI + 2Bi+3 → 2 BiI3 +3 H2 Ácido yodhídrico + bismuto → Yoduro de bismuto + hidrógeno molecular 2H2S + 3Fe+3 → Fe3S2 + 2 H2 Ácido sulfhídrico + hierro → Sulfuro férrico + hidrógeno molecular H2Te + Ra+2 → Ra2Te2 → Simplificando → RaTe + H2 H2Te + Ra+2 → RaTe + H2 Ácido telurhídrico + radio → Teluro de radio + hidrógeno molecular. 3H2Se + 2Bi+3 → Bi2Se3 + 3H2 Ácido selenhídrico + bismuto → Selenuro de bismuto + hidrógeno molecular. 6HBr + 2Tl+3 → 2TlBr3 + 3H2 Ácido bromhídrico + Talio → Bromuro tálico + hidrógeno molecular. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 79 EJERCICIOS Mediante la reacción de un ácido hidrácido con un metal obtener los siguientes compuestos: a. b. c. d. e. f. g. h. i. Bromuro mangánico Selenuro de sodio Yoduro de plata Fluoruro de bismuto Cloruro ferroso Teluro de zinc Selenuro plumboso Sulfuro de vanadio Bromuro mercúrico 2. Reacción de un ácido hidrácido con una base o hidróxido ALGUNOS EJEMPLOS H2S + Ca(OH)2 → CaS + 2H2O Ácido sulfhídrico + Hidróxido de calcio → Sulfuro de calcio + Agua 2HCl + Zn (OH)2 → ZnCl2 + 2H2O Ácido clorhídrico + hidróxido de zinc → Cloruro de zinc + Agua H2Se + 2KOH → K2Se + 2H2O Ácido selenhídrico + hidróxido de potasio → Selenuro de potasio + Agua 3HBr + Ga(OH)3 → GaBr3 + 3H2O Ácido bromhídrico + Hidróxido de galio → Bromuro de galio + Agua 3H2Te + 2Ni(OH)3 → Ni2Te3 + 6H2O Ácido telurhídrico + Hidróxido niquélico → Teluro niquélico + Agua ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 80 EJERCICIOS Mediante la reacción de un ácido hidrácido con una base o hidróxido, obtener los siguientes compuestos: a. b. c. d. e. f. g. h. Sulfuro vanádico Cloruro estánico Selenuro cobaltoso Bromuro niqueloso Fluoruro de berilio Fluoruro de estroncio Teluro de plata Sulfuro de cadmio 3. Reacción de un ácido hidrácido con un óxido metálico 2HCl + HgO → HgCl2 + H2O Ácido clorhídrico + óxido mercúrico → Cloruro mercúrico + Agua 2HBr + FeO → FeBr2 + H2O Ácido bromhídrico + oxido ferroso → Bromuro ferroso + Agua H2Te + MgO → MgTe + H2O Ácido telurhídrico + óxido de magnesio → Teluro de magnesio + Agua 6HI + In2O3 → 2InI3 + 3H2O Ácido yodhídrico + Óxido de indio → Yoduro de indio + Agua H2S + UO3 → US3 + H2O Ácido sulfhídrico + Óxido de uranio → Sulfuro de uranio + Agua NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 81 EJERCICIOS Mediante la reacción de un ácido hidrácido con un óxido metálico, obtener los siguientes compuestos: a. b. c. d. e. f. g. h. i. j. Bromuro de gadolineo Sulfuro de disprosio Cloruro de tulio Teluro mercurioso Fluoruro cobaltoso Yoduro cérico Cloruro estañoso Sulfuro vanadioso Bromuro cobaltoso Yoduro áurico 7. Función compuesto no salino Este grupo de compuestos resulta de combinar cualquier metaloide trivalente (-3) o tetravalente (-4) con un metal. Nomenclatura: El nombre genérico es el del metaloide terminado en URO, y el específico el del metal, si es de valencia variable utilizamos las terminaciones OSO e ICO. En esta función se incluyen las moléculas o sustancias que resultan de combinar dos metaloides de diferente valencia. Metaloides trivalentes (-3) (N, P, As, Sb) Metaloides tetravalentes: (-4) (C, Si, Ge) ALGUNOS EJEMPLOS N-3 + Ca+2 → Ca3N2 Nitruro de calcio C-4 + Al+3 → Al 4C3 Carburo de aluminio ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 82 Ge-4 + Mn+2 → Mn2O4 Simplificando MnO2 Óxido manganoso o de manganeso II Sb-3 + Fe+3 → Fe3Sb3 hierro III Simplificando FeSb Antimoniuro férrico o de C-4 + Ca+2 → Ca4C2 → Simplificando → Ca2C Carburo de calcio As-3 + Ag+1 → Ag3As Arseniuro de plata P-3 + Au+3 → Au3P3 Simplificando AuP Fosfuro áurico Si-4 + Mg+2 → MgSi2 Siliciuro de magnesio. Cl + S → SCl2 Cloruro de azufre I-1 + C+4 → CI4 Yoduro de carbono -1 +2 Para nombrar estos compuestos, se considera al elemento más electronegativo, que sería el nombre genérico terminado en URO, el nombre específico es el elemento más electropositivo. Electronegatividad La electronegatividad de un átomo en una molécula es la capacidad que tiene este átomo de atraer hacia sí, el par electrónico que forma la unión covalente y consecuentemente rodearse de la nube de electrones. Ejemplo: La electronegatividad del cloro en la molécula de ácido clorhídrico, es la capacidad que tiene el cloro de atraer hacia sí, el par de electrones que forman la unión covalente, rodearse de la nube de electrones y cargarse negativamente. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 83 Para el caso del ácido sulfhídrico, la electronegatividad del azufre en la molécula de ácido sulfhídrico es la capacidad que tiene el azufre de atraer hacia sí los dos pares de electrones que forman las uniones covalentes, rodearse de la nube de electrones y consecuentemente cargarse negativamente. Pauling definió a la electronegatividad como la capacidad que tiene un átomo en una molécula para atraer electrones. Sus valores —basados en datos termoquímicos— han sido determinados en una escala arbitraria denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al FLÚOR (elemento más electronegativo). El elemento menos electronegativo es el CESIO que tiene una electronegatividad de 0,7. La electronegatividad desciende desde el flúor hacia abajo y desde la izquierda hacia la derecha en la tabla periódica. 8. Funcion peróxido Grupo de compuestos binarios que resultan de combinar un óxido básico + oxígeno: Oxido básico (... ico) + Oxígeno → Peróxido Principalmente del grupo IA y IIA. ALGUNOS EJEMPLOS H2O (óxido de hidrógeno) + O → H2O2: peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 84 Na2O (óxido de sodio) + O → Na2O2: peróxido de sodio CuO (óxido cúprico) + O → CuO2: peróxido de cobre Fe2O3 (óxido férrico) + O → Fe2O4: peróxido de hierro III CaO (óxido de calcio) + O → CaO2: peróxido de calcio Li2O (óxido de litio) + O → Li2O2: peróxido de litio Los peróxidos no se simplifican, debido a que debe mantenerse la estructura del ion peróxido (O2)-2 El agua oxigenada es una solución o mezcla homogénea de peróxido de hidrógeno y agua. 9. Función aleación binaria La combinación de propiedades entre metales en porcentajes iguales o diferentes se conoce como aleación. Una aleación binaria está constituida por la unión íntima de dos metales en porcentajes. En la industria se utilizan las aleaciones con diferentes propósitos, conseguir cierta dureza, maleabilidad, ductibilidad, flexibilidad, etc. Nomenclatura: El nombre genérico es la palabra ALEACIÓN y el específico, es el NOMBRE DE LOS DOS METALES, se recomienda indicar los porcentajes. ALGUNOS EJEMPLOS Aleación: Oro - Plata Au = 85 % Ag = 15 % NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 85 Este tipo de aleación se utiliza para lograr cierta ductibilidad y maleabilidad en el oro (Au) para la elaboración de joyas, por ejemplo. El oro de mina o río no es dúctil ni maleable, es rígido y quebradizo, pero con esta aleación cambian sus propiedades. El cuproníquel es una aleación de cobre, níquel (Cu - Ni) Cu = 75 % Ni = 25 % 10. Función amalgama binaria Las amalgamas resultan de combinar cualquier metal más el mercurio considerando los porcentajes de estos elementos. ALGUNOS EJEMPLOS Amalgama de Oro Au 95 % Hg 5% Total 100 % Amalgama de plata Ag 90 % Hg 10 % Total 100 % Nomenclatura: El genérico es la palabra AMALGAMA y el específico es el nombre del metal. En minería, las amalgamas sirven para recuperar material particulado de metales como oro, plata, cobre, etc. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 86 Nomenclatura de compuestos ternarios Los compuestos ternarios están formados por 3 átomos o elementos FUNCIONES TERNARIAS FUNCIÓN ÁCIDO OXÁCIDO FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO METÁLICO FUNCIÓN OXISAL NEUTRA FUNCIÓN HALURO ÁCIDO FUNCIÓN SULFO ÁCIDO FUNCIÓN SELENI ÁCIDO FUNCIÓN TELURI ÁCIDO FUNCIÓN HALURO DOBLE FUNCIÓN HALURO MIXTO FUNCIÓN SULFOSAL NEUTRA FUNCIÓN SELENISAL NEUTRA FUNCIÓN TELURISAL NEUTRA FUNCIÓN ALEACIÓN TERNARIA FUNCIÓN AMALGAMA TERNARIA 1. Función ácido oxácido Los ácidos oxácidos resultan de combinar cualquier anhídrido con el agua. Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra ÁCIDO y el específico el NOMBRE DEL ANHÍDRIDO que originó el ácido. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 87 ALGUNOS EJEMPLOS Anhídridos Br+1 + O-2 → Br2O Br+1 + O-2 → Br2O3 Br+1 + O-2 → Br2O5 Br+1 + O-2 → Br2O7 Anhídrido HIPO bromOSO Anhídrido bromOSO Anhídrido bromICO Anhídrido PER brómICO Anhídrido + agua→ ácido oxácido Br2O + H2O → H2Br2O2 simplificando Br2O3 + H2O → H2Br2O4 simplificando Br2O5 + H2O → H2 Br2O3 simplificando Br2O7 + H2O → H2Br2O8 simplificando HBrO ácido HIPObromOSO HBrO2 ácido bromOSO HBrO3 ácido brómICO HBrO4 ácido PERbrómICO Anhídridos N-3 + O+2 → N2O3 Anhídrido NITROSO (OSO menor valencia) N-5 + O+2 → N2O5 Anhídrido NITRICO (ICO mayor valencia) Anhídridos + agua→ácido oxácido N2O3 + H2O → H2N2O4 simplificando HNO2 ácido nitroso N2O5 + H2O → H2N2O6 simplificando HNO3 ácido nítrico C+4 + O-2 → C2O4 Simplificando CO2 Anhídrido carbónico Anhídrido + agua →ácido oxácido CO2 + H2O → H2CO3 ácido carbónico Casos especiales de los ácidos oxácidos Los casos especiales se presentan con (P; As; y Sb) [+3 y +5] que se pueden combinar con (1 H2O; 2H2O; y 3H2O) ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 88 Nomenclatura Para nombrar estos ácidos utilizamos los prefijos META, PIRO y ORTO, según el grado hidratación. 1 H2O META 2 H2O PIRO 3 H2O ORTO P+5 + O-2 → P2O5 Anhídrido fosfórico P2O5 + 1 H2O → H2P2O6 simplificando HPO3 ácido meta fosfórico P2O5 + 2 H2O → H4P2O7 ácido piro fosfórico P2O5 + 3 H2O → H6P2O8 simplificando H3PO4 ácido orto fosfórico o fosfórico P+3 + O-2 → P2O3 Anhídrido fosforoso P2O3 + 1 H2O → H2P2O4 Simplificando HPO2 ácido meta fosforoso P2O3 + 2 H2O → H4P2O5 Ácido piro fosforoso P2O3 + 3 H2O → H6P2O6 Simplificando H3PO3 ácido orto fosforoso As+3 + O-2 → As2O3 Anhídrido arsenioso As2O3 + 1 H2O → H2 As2O4 Simplificando HAsO2 ácido meta arsenioso As2O3 + 2 H2O → H4 As2O5 Ácido piro arsenioso As2O3 + 3 H2O → H6 As2O6 Simplificando H3As O3 ácido orto arsenioso As+5 + O-2 → As2O5 Anhídrido arsénico As2O5 + 1 H2O → H2 As2 O6 Simplificando HAsO3 ácido meta arsénico As2O5 + 2 H2O → H4 As2 O7 Ácido piro arsénico As2O5 + 3 H2O → H6 As2 O8 Simplificando H3AsO4 ácido orto arsénico o arsénico Sb+3 + O-2 → Sb2O3 Anhídrido antimonioso Sb2O3 + 1 H2O → H2Sb2O4 Simplificando HSbO2 ácido meta antimonioso Sb2O3 + 2 H2O → H4Sb2O5 Ácido piro antimonioso Sb2O3 + 3 H2O → H6Sb2O6 Simplificando H3SbO3 ácido orto antimonioso NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 89 Sb+5 + O-2 → Sb2O5 Anhídrido antimónico Sb2O5 + 1 H2O → H2As2O6 Simplificando HAsO3 ácido meta antimónico Sb2O5 + 2 H2O → H4As2O7 Ácido piro antimónico Sb2O5 + 3 H2O → H6Sb 2O8 Simplificando H3SbO4 ácido orto antimónico o antimónico Radicales halogénicos de ácidos oxácidos Un radical es una fórmula incompleta con electrones libres en espera de saturación. Los radicales halogénicos de ácidos oxácidos resultan de eliminar los hidrógenos de un ácido oxácido, la valencia del radical halogénico es igual al número de hidrógenos que se eliminaron. Nomenclatura Se nombran cambiando las terminaciones OSO por ITO e ICO por ATO ALGUNOS EJEMPLOS HBrO ácido hipobromoso → BrO Radical hipobromito, valencia (-1) HBrO2 ácido bromoso → BrO2 Radical bromito, valencia (-1) HBrO3 ácido brómico → BrO3 Radical bromato, valencia (-1) HBrO4 ácido perbrómico → BrO4 Radical perbromato, valencia (-1) H3PO4 → Ácido fosfórico u ortofosfórico → eliminamos 3 hidrógenos nos queda → (PO4-3) Radical ortofosfato u fosfato H2CO3 → Ácido carbónico → eliminamos 2 hidrógenos, nos queda → (CO3-2) radical carbonato H2SO4 → Ácido sulfúrico → eliminamos 2 hidrógenos, nos queda → (SO4-2) Radical sulfato ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 90 HIO3 → Ácido yódico → eliminamos 1 hidrógeno, nos queda → (IO3-1) Radical yodato HNO2 → Ácido nitroso → eliminamos 1 hidrógeno, nos queda → (NO2-1) Radical nitrito H2SiO3 → Ácido silícico → eliminamos 2 hidrógenos, nos queda → (SiO3-2) Radical silicato H4As2O5 → Ácido piro arsenioso → eliminamos 4 hidrógenos, nos queda → (As2O5-4) Radical piro arsenito 2. Función base o hidróxido metálico Teóricamente estos compuestos resultan de combinar un metal de valencia fija o variable más el radical oxhidrilo o hidroxilo [H2O] → [H]+1 [OH]-1 Ca+2 + (OH)-1 → Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Bi+3 + (OH)-1 → Bi(OH)3 Hidróxido de bismuto Na+1 + (OH)-1 → NaOH Hidróxido de sodio Cu+1 + (OH)-1 → CuOH Hidróxido cuproso Cu+2 + (OH)-1 → Cu(OH)2 Hidróxido cúprico Pb+4 + (OH)-1 → Pb(OH)4 Hidróxido plúmbico Pt+4 + (OH)-1 → Pt(OH)4 Hidróxido platínico Sn+2 + (OH)-1 → Sn(OH)2 Hidróxido estañoso Co+2 + (OH)-1 → Co(OH)2 Hidróxido cobaltoso Ta+3 + (OH)-1 → Ta(OH)3 Hidróxido tantalioso Cr+2 + (OH)-1 → Cr(OH)2 Hidróxido cromoso * En la práctica estos compuestos se obtienen o son producto de la reacción de óxidos metálicos con moléculas de agua. * La reacción se dará de acuerdo con el grado de oxidación y las moléculas de agua dependerán del número de átomos de oxígeno. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 91 ALGUNOS EJEMPLOS Pb2O4 simplificando PbO2 óxido plúmbico, en la molécula disponemos de 2 átomos de oxígeno, entonces la reacción se hará con 2 moléculas de agua. PbO2 + 2 H2O → PbO4H4 → Pb(OH)4 hidróxido plúmbico. Al2O3 + 3H2O → Al2O6H6 aluminio simplificando Al(OH)3 Hidróxido de FeO + 1H2O → Fe (OH)2 Hidróxido ferroso PbO2 + 2H2O → Pb (OH)4 Hidróxido plúmbico Hg2O + H2O → Hg2(OH)2 mercurioso simplificando ZnO + H2O → Zn (OH)2 Hidróxido de zinc. HgOH Hidróxido Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra HIDRÓXIDO y el específico EL NOMBRE DEL METAL. 3. Función oxisal neutra Este grupo de compuestos se obtiene por los siguientes procedimientos: 1. Teóricamente de la reacción de un radical halogénico de ácido oxácido con un metal de valencia fija o variable Bi+3 + (GeO3)-2 → Bi2(GeO3)3 bismuto Ba+2 + (NO3)-1 → Ba(NO3) K+1 + (PO4)-3 → K3PO4 Fe+3 + (NO2)-1 → Fe(NO2)3 Pb+4 + (SO4)-2 → Pb2(SO4)4 Sulfato plúmbico Germanato o Germaniato de Nitrato de bario Fosfato de potasio Nitrito férrico o de hierro III Simplificando Pb(SO4)2 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 92 Mn+3 + (MnO4)-1 → Mn(MnO4)3 V+5 + (Cr2O7)-2 → V2 (Cr2O7)5 Tl+1 + (CO3)-2 → Tl2(CO3) Ag+1 + (AsO2)-1 → AgAsO2 Cd+2 + (IO3)-1 → Cd(IO3)2 Permanganato mangánico Dicromato vanádico Carbonato talioso Arsenito de plata Yodato de cadmio 2. En la práctica, de la reacción de un ácido oxácido con un metal, esta reacción es completa y en el proceso existe desprendimiento de hidrógeno H4P2O7 + 2Ca+2 → Ca2P2O7 + 2H2 2HFO3 + 2 Fr+1 → 2 FrFO3 + 3H2 H2SO3 + 2Zn+2 → 2 ZnSO3 + H2 2HNO3 + 2 Na+1 → 2 NaNO3 + H2 4HIO3 + Pd+4 → Pd(IO3)4 + 2H2 2H3AsO4 + 3Cr+2 → Cr3(AsO4)2 + 3H2 3H2GeO3 + 2Ga+3 → Ga2(GeO3)3 + 3H2 H2SeO3 + Sn+2 → SnSeO3 + H2 estanoso 2H3SbO4 + 6Li+1 → 2 Li3SbO4 + 3H2 H4As2O5 + 4Au+1 → Au4As2O5 + 2H2 Pirofosfato de calcio Fluorato de francio Sulfito de zinc Nitrato de sodio Yodato de paladio Arseniato cromoso Germaniato de galio Selenito estañoso o Antimoniato de litio Piro arsenito auroso 3. En la práctica, de la reacción de un ácido oxácido con un óxido metálico 3H2GeO3 + Bi2O3 → Bi2(GeO3)3 + 3H2O 2H2SeO4 + Na2O → 2NaSeO4 + 2H2O H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O 2HNO3 + CaO → Ca(NO3)2 + H2O 6HBrO3 + Fe2O3 → 2Fe(BrO3)3 + 3H2O 6HNO2 + Au2O3 → 2Au(NO2)3 + 3H2O 2HNO3 + ZnO → Zn(NO3)2 + H2O 6HIO3 + Al2O3 → 2Al(IO3)3 + 3H2O H4P2O5 + ZrO2 → ZrP2O5 + 2H2O 4HAsO2 + ReO2 → Re(AsO2)4 + 2H2O Germanato de bismuto Seleniato de sodio Sulfato de zinc Nitrato de calcio Bromato férrico Nitrito áurico Nitrato de zinc Yodato de aluminio Pirofosfito de zirconio Meta arsenito de renio NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 93 4. En la práctica, de la reacción de un ácido oxácido con una base o hidróxido metálico H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2H2O Carbonato de calcio HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O Nitrato de sodio H3PO4 + Bi(OH)3 → BiPO4 + 3H2O Fosfato de bismuto 3H2SiO3 + 2Au(OH)3 → Au2(SiO3)3 + H2O Silicato áurico HIO + AgOH → AgIO + H2O Hipoyodito de plata 3H2SO4 + 2Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + 6H2O Sulfato férrico H4As2O5 + 4CuOH → Cu4As2O5 + 4H2O Piro arsenito cuproso H3PO4 + Y(OH)3 → YPO4 + 3H2O Fosfato de ytrio H2TeO3 + 2AgOH → Ag2TeO3 + 2H2O Telurito de plata 2HBrO3 + Hg(OH)2 → Hg(BrO3)2 + 2H2O Bromato mercúrico 5. En la práctica, de la reacción de una oxisal neutra con una sal halógena neutra CaCO3 + 2NaCl → Na2CO3 + CaCl2 2BaIO3 + RaS → Ra(IO3)2 + 2 BaS 2KIO4 + Ag2Se → 2AgIO4 + K2Se BaCO3 + K2S → K2CO3 + BaS 4Ag3AsO4 + 3PbS2 → Pb3(AsO4)4 + 6Ag2S Cu4As2O5 + 4NaCl → Na4As2O5 + 4CuCl Fe2(SO4)3 + 3RaS → 3RaSO4 + Fe2S3 2AgClO4 + Li2Se → 2LiClO4 + Ag2Se ZnSO4 + K2Te → K2SO4 + ZnTe 2Bi(ClO3)3 + 6KF → 6KClO3 + 2 BiF3 Carbonato de sodio Yodato de radio Peryodato de plata Carbonato de potasio Arseniato plúmbico Piro arsenito de sodio Sulfato de radio Perclorato de litio Sulfato de potasio Clorato de potasio 6. En la práctica, a partir de la reacción de 2 oxisales neutras *Reaccionan 2 oxisales neutras para dar origen a 2 diferentes. 2Bi(ClO3)3 + Al2(SO4)3 → 2Al(ClO3)3 + Bi2(SO4)3 Clorato de aluminio Au2(SiO3)3 + 6NaNO3 → 3 Na2SiO3 + 2Au(NO3)3 Silicato de sodio ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 94 Bi2(GeO3)3 + 2Fe(NO2)3 → Fe2(GeO3)3 + 2Bi(NO2)3 Germaniato férrico Ba3(SbO4)2 + AgIO3 → Ba(IO3)2 + Ag3(SbO4) Yodato de bario Cr(MnO4)3 + Fr2CO3 → Cr2(CO3)3 + FrMnO4 Carbonato crómico EJERCICIOS A través de los 6 métodos de obtención de oxisales neutras que se revisaron, obtener los siguientes compuestos: a. b. c. d. e. f. g. h. i. j. k. Sulfito manganoso Yodato de bario Silicato ferroso Perclorato áurico Meta fosfito de vanadio Orto arseniato cromoso Hipoclorito cuproso Seleniato de zirconio Carbonato de disprosio Permanganato mercúrico Dicromato de Bario 4. Función haluro ácido Estos compuestos resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido hidrácido por intermedio de un metal. Nomenclatura. El nombre genérico es el del metaloide terminado en URO, el específico es el nombre del metal, intercalado por la palabra ÁCIDO. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 95 EJEMPLOS Ácido clorhídrico + calcio → Cloruro ácido de calcio + hidrógeno molecular. Se eliminan 2 hidrógenos en la molécula, por la valencia del calcio (+2). 3HCl + Zn+2 → ZnHCl3 Cloruro ácido de zinc 5HBr + Pb+4 → PbHBr5 Bromuro ácido plúmbico H2Se + Na+1 → NaHSe Selenuro ácido de sodio * En la práctica los haluros ácidos resultan de la reacción de un ácido hidrácido con base o hidróxido H2Te + NaOH → NaHTe + H2O ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 96 Ácido telurhídrico + hidróxido de sodio → Teluro ácido de sodio + agua 2H2Se + Fe(OH)3 → FeHSe2 + 3 H2O Ácido selenhídrico + hidróxido férrico → Selenuro ácido férrico + agua NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 97 5. Función sulfoácido, seleniácido, teluriácido Estos compuestos resultan de sustituir el oxígeno de un ácido oxácido por átomos de (S, Se, Te) esta sustitución es posible porque estos elementos pertenecen a la misma familia. Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra ÁCIDO y el específico es el NOMBRE DEL ANHÍDRIDO, intercalado por la palabra SULFO, SELENI, o TELURI según la sustitución. ALGUNOS EJEMPLOS H2SO4 → H2STe4 HIO3 → HIS3 ácido TELURI sulfúrico ácido SULFO yódico ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 98 6. Función haluro doble Estos compuestos se obtienen haciendo reaccionar dos sales halógenas neutras que tengan el mismo metaloide, pero distinto metal. Nomenclatura. El nombre genérico es el del metaloide, y el específico el del metal, intercalado por la palabra DOBLE. ALGUNOS EJEMPLOS CaCl2 + FeCl3 → CaCl5Fe Cloruro DOBLE de calcio y Fe III Ag2 S + Na2 S → Ag2S2Na2 Simplificando AgSNaSulfuro DOBLE de plata y sodio KI + PbI2 → KI3Pb Yoduro DOBLE de potasio y plomo II NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 99 Bi2Se3 + CuSe → BiSe4Cu Selenuro DOBLE de Bismuto y Cobre II AuBr3 + FrBr → AuBr4Fr Bromuro DOBLE de francio y Oro III 7. Función haluro mixto Estos compuestos resultan de la reacción de dos sales halógenas neutras que tienen el mismo metal, pero distinto metaloide. Nomenclatura. El nombre genérico es el del metaloide más electronegativo, el específico es el del metal, intercalado por el metaloide más electropositivo, con la terminación URO. ALGUNOS EJEMPLOS KCl + K2S → K3ClS NaCl + NaI → Na2 Cl I FeSe + FeF2 → Fe 2F2 Se SeLi2 + LiCl → Li3ClSe Cloro sulfuro de potasio Cloro yoduro de sodio Fluor selenuro de Hierro II Cloro selenuro de litio 8. Funciones sulfosal, selenisal y telurisal neutra Este grupo de compuestos resultan de la sustitución de los átomos de oxígeno de una oxisal neutra, por átomos de S, Se, y Te, siendo posible esta sustitución porque pertenecen a la misma familia. Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra SULFO, SELENI TELURI de acuerdo con el elemento que se haya sustituido, el específico es el nombre del metal, intercalado por el nombre del radical. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 100 ALGUNOS EJEMPLOS CaCO3 → CaCS3 AgIO3 → AgISe3 Fe(NO3)3 → Fe(NTe3)3 ZnSO4 → ZnSSe4 Cu3(PO4)2 → Cu3(PTe4)2 Sulfo carbonato de calcio Seleni yodato de plata Teluri nitrato férrico o de hierro III Seleni sulfato de zinc. Teluri fosfato cúprico 9. Función aleación ternaria Para este caso las aleaciones se forman por la unión de 3 metales en porcentajes diferentes. Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra ALEACIÓN, y el específico está representado, por el nombre de los 3 metales y sus porcentajes. El acero. Una aleación fundamental de uso en la industria, es un material muy resistente y en algunos casos maleable, producto de la aleación del hierro y carbono principalmente, aunque puede contar también con silicio, azufre y oxígeno en menores proporciones. La presencia del carbono vuelve al hierro más resistente a la corrosión, actualmente la gama de aceros es muy amplia.6 6 https://bit.ly/3pXlCym NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 101 ALGUNOS EJEMPLOS Aleación cobre, zinc y níquel: Cu = 50 % Zn = 25 % Ni = 25 % Aleación oro, plata, cobre: Au = 90 % Ag = 5 % Cu = 5 % 10. Función amalgama ternaria Estos compuestos resultan de la combinación de cualquier metal más el mercurio, considerando sus porcentajes. Nomenclatura. El nombre genérico es la palabra amalgama, y el específico está dado por el nombre de los dos metales que se han combinado con el mercurio. EJEMPLOS Amalgama de cobre y estaño: Hg Cu Sn 90 % 50 % 5% Hg Au Ag 10 % 80 % 10 % Amalgama de oro y plata: ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 102 Nomenclatura de compuestos cuaternarios COMPUESTOS CUATERNARIOS 1 Función oxisal ácida 2 Función oxisal básica 3 Función haluro básico 4 Función oxisal doble 5 Función oxisal mixta 6 Función Sulfosal, selenisal y telurisal ácida 7 Función aleación cuaternaria 8 Función amalgama cuaternaria 1. Función oxisal ácida Estos compuestos se obtienen teóricamente de la sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido oxácido por intermedio de un metal. Nomenclatura. El nombre genérico es el radical, el específico es el nombre del metal, intercalado por la palabra ÁCIDO. ALGUNOS EJEMPLOS NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 103 3HNO2 + Ca → CaH(NO2) 3HNO2 + Ca → CaH(NO2) 2H2SO4 + Al+3 → AlH(SO4)2 3HIO3 + Pb+2 → PbH(IO3)3 Nitrito ácido de calcio Nitrito ácido de calcio Sulfato ácido de aluminio Yodato ácido plumboso * Es posible la obtención de estas sales mediante la reacción de un ácido con una base ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 104 2. Función oxisal básica Estos compuestos se obtienen a través de la sustitución parcial de los oxhidrilos de una base, por intermedio de un radical halogénico de ácido oxácido. Nomenclatura. El genérico es el nombre del radical, el específico, el nombre del metal, intercalado, por la palabra BÁSICO. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 105 ALGUNOS EJEMPLOS Al (OH)3 + SO4-2 → AlOHSO4 Sulfato básico de aluminio -1 2NaOH + BrO3 → NaOHBrO3 Bromato básico de sodio Au(OH)3 + NO3-1 → Au(OH)2NO3 Nitrato básico de Au III o Nitrato dibásico áurico *En la práctica estos compuestos se obtienen a través de la reacción de una BASE con un ÁCIDO OXÁCIDO, el proceso dependerá de a concentración de los reactantes. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 106 NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 107 3. Función haluro básico Estos compuestos resultan de la sustitución parcial de los [OH]-1 (oxhidrilos) de una base por intermedio de metaloides monovalentes (-1) y divalentes (-2). Nomenclatura. El genérico es el nombre del metaloide terminado en URO, el específico es el nombre del metal, intercalado por la palabra BÁSICO, por la presencia del OH. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 108 ALGUNOS EJEMPLOS Bi(OH)3 + S-2 → BiOHS Sulfuro básico de Bismuto 3KOH + Se-2 → K3OHSe Selenuro básico de potasio 2Zn(OH)2 + Te-2 → Zn2(OH)2Te Teluro básico ó dibásico de zinc Cu(OH)2 + Cl-1 → CuOHCl de cobre II Cloruro básico ó dibásico cúprico ó Mn(OH)3 + Br-1 → Mn(OH)2Br mangánico ó de Mn III Bromuro básico ó dibásico * En la práctica estos compuestos se obtienen mediante la reacción de una base con un ácido hidrácido. ALGUNOS EJEMPLOS NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 109 4. Función oxisal doble Estos compuestos resultan de la reacción de dos sales oxisales neutras que tengan el mismo radical halogénico, pero distinto metal. Nomenclatura. El genérico es el nombre del radical y el específico el nombre de los metales que forman el compuesto, intercalado por la palabra DOBLE. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 110 ALGUNOS EJEMPLOS CaCO3 + BaCO3 → Ca(CO3)2Ba bario. Carbonato doble de calcio y Li2SO4 + Ag2SO4 → Li2(SO4)2Ag2 doble de litio y plata Simplificando LiSO4Ag Sulfato Al2(GeO3)3 + ZnGeO3 → Al2(GeO3)4Zn Germanato doble de aluminio y zinc. Au(NO3)3 + Ra(NO3)2 → Au(NO3)5Ra III (aurico) Nitrito doble de radio y oro NaClO3 + KClO3 → Na(ClO3)2K potasio Clorato doble de sodio y K2SO3 + BaSO3 → K2(SO3)2Ba bario Sulfito doble de potasio y Ag3PO4 + Li3PO4 → Ag3(PO4)2Li3 Fosfato doble de plata y Litio KMnO4 + NaMnO4 → K(MnO4)2Na potasio y sodio Permanganato RbBrO4 + Zn(BrO4)2 → Rb(BrO4)3Zn y zinc. Perbromato doble de rubidio Cr(NO2)2 + Pb(NO2)4 → Cr(NO2)6Pb plomo IV Nitrito doble de cromo II y doble de 5. Función oxisal mixta Estos compuestos resultan de la sustitución de los [OH] oxhidrilos de una base por intermedio de dos radicales halogénicos de ácidos oxácidos. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 111 Nomenclatura. Primero se escribe y nombra al radical más electronegativo, luego, el electropositivo, y finalmente el metal. EJEMPLOS 2NaOH ClO3 NO3 → ClO3Na2NO3 Clorato nitrato de sodio * Estos compuestos se pueden obtener a partir de la reacción de una base o hidróxido con 2 ácidos oxácidos. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 112 6. Funciones sulfosal, selenisal y telurisal ácida Estos compuestos resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos de un sulfoácido, seleniácido y teluriácido por intermedio de un metal. Nomenclatura. Para nombrar estos compuestos se intercala entre el genérico y el específico de la sal, la palabra ácido. El genérico son las palabras (sulfa, seleni y teluri) seguido por el nombre del radical el específico es el nombre del metal intercalado por la palabra ácido. ALGUNOS EJEMPLOS NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 113 EJEMPLOS H2STe4 Na NaHSTe4 Teluri sulfato ácido de sodio H2CTe3 K KHCTe3 Teluri carbonato ácido de potasio H3PS4 Ca CaHPS4 Sulfo fosfato ácido de calcio H3AsSe4 Zn ZnHAsSe4 Seleni arseniato ácido de zinc. 7. Función aleación cuaternaria Estos compuestos resultan de combinar o mezclar cuatro metales en porcentajes diferentes. Nomenclatura. El genérico es la palabra ALEACIÓN y el específico está representado por el nombre de los metales que forman parte de la aleación. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 114 EJEMPLOS Al 85 % Cu 5% Mg 5% Mn 5% 8. Función amalgama cuaternaria Las amalgamas se obtienen por la combinación de tres metales con el mercurio. Nomenclatura. El genérico es la palabra AMALGAMA y el específico es el nombre de los tres metales que forman la amalgama con el Hg. EJEMPLOS Amalgama de oro-plata-cobre: Hg 90 % Au 3% Ag 3% Cu 4% Elementos anfóteros Anfótero. La palabra deriva del prefijo griego AMPHI- (ΑΜΦU-) QUE SIGNIFICA “AMBOS” elementos que pueden formar ácidos y bases. Compuestos del manganeso (+2 +3 +4 +6 +7) Con valencias +2 y +3 Mn+2 + O-2 → Mn2O2 simplificando → MnO (óxido manganoso) Mn+3 + O-2 → Mn2O3 (óxido mangánico) * Los óxidos forman bases o hidróxidos al combinarse con moléculas de agua de acuerdo con el grado de oxidación. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 116 MnO + 1 H2O → Mn(OH)2 (hidróxido manganoso) Mn2O3 + 3 H2O → Mn2O6H6 simplificando Mn(OH)3 (hidróxido mangánico) Con valencias +4 +6 +7 Mn+4 + O-2 → Mn2O4 simplificando MnO2 (Anhídrido manganoso o dióxido de manganeso) Mn+6 + O-2 → MnO3 (Anhídrido mangánico) Mn+7 + O-2 → Mn2O7 (Anhídrido permangánico) * Los anhídridos al combinarse con moléculas de agua forman ácidos oxácidos. MnO2 (Anhídrido manganoso) MnO2 + 1 H2O → H2MnO3 (ácido meta manganoso) MnO2 + 2 H2O → H4MnO4 (ácido orto manganoso) * El anhídrido manganoso reacciona con una molécula de agua y dos moléculas de agua, para obtener los ácidos meta manganoso y orto manganoso respectivamente. MnO3 (Anhídrido mangánico) MnO3 + H2O → H2MnO4 (ácido mangánico) Mn2O7 (Anhídrido permangánico) Mn2O7 + H2O → H2Mn2O8 simplificando HMnO4 (ácido permangánico) Sales importantes del manganeso Metamanganito de potasio, ortomanganito de potasio, manganato de potasio, y el permanganato de potasio. ELEMENTOS ANFÓTEROS 117 H2MnO3 (ácido meta manganoso) → eliminando los átomos de hidrógeno → (MnO3)-2 radical meta manganito valencia -2 Metal + radical → SAL K+1 + MnO3 → K2MnO3 (meta manganito de potasio) H4MnO4 (ácido orto manganoso) → eliminando los átomos de hidrógeno → (MnO4)-4 radical orto manganito valencia -4 Metal + radical → SAL K+1 + MnO4 → K4MnO4 (ortomanganito de potasio) H2MnO4 (ácido mangánico) → eliminando los átomos de hidrógeno → (MnO4)-2 radical orto manganato valencia -2 K+1 + MnO4 → K2MnO4 (manganato de potasio) HMnO4 (ácido permangánico) → eliminando los átomos de hidrógeno → (MnO4)-1 radical permanganato, valencia -1 K+1 + MnO4 → KMnO4 (permanganto de potasio) Compuestos del nitrógeno (+1 +2 +3 +4 +5) N+1 + O-2 → N2O → óxido nitroso N+2 + O-2 → N2O2 simplificando NO → óxido nítrico N+3 + O-2 → N2O3 anhídrido nitroso N+4 + O-2 → N2O4 simplificando NO2 dióxido de nitrógeno o peróxido de nitrógeno N+5 + O-2 → N2O5 anhídrido nítrico ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 118 Compuestos del cromo (+2 +3 +6) Como metal y con valencia + 2 y +3 Cr+2 + O-2 → Cr2O2 simplificando CrO oxido cromoso Cr+3 + O-2 → Cr2O3 óxido crómico *Los óxidos metálicos reaccionan con moléculas de agua para formar bases o hidróxidos. CrO óxido cromoso CrO + 1 H2O → Cr(OH)2 hidróxido cromoso Cr2O3 óxido crómico Cr2O3 + 3 H2O → Cr2 (OH)6 simplificando Cr(OH)3 hidróxido crómico Como no metal y con valencia +3 y +6 Cr+3 + O-2 → Cr2O3 anhídrido cromoso Cr2O3 + 1 H2O → H2Cr2O4 simplificando HCrO2 ácido meta cromoso Cr2O3 + 3 H2O → H6Cr2O6 simplificando H3CrO3 ácido orto cromoso Cr+6 + O-2 → Cr2O6 simplificando CrO3 anhídrido crómico Anhídrido + agua → ácido oxácido CrO3 + H2O → H2CrO4 ácido crómico H2CrO4 + CrO3 → H2Cr2O7 ácido dicrómico ELEMENTOS ANFÓTEROS 119 Sales importantes del cromo Metacromito de sodio, ortocromito de sodio, cromato de potasio, dicromato de potasio HCrO2 ácido meta cromoso → Radical metacromito (CrO2)-1 Metal + radical → SAL Na+1 + CrO2 → NaCrO2 metacromito de sodio H3CrO3 ácido orto cromoso → radical ortocromito (CrO3)-3 Metal + radical → SAL Na+1 + CrO3 →Na3CrO3 → ortocromito de sodio H2CrO4 ácido crómico → Radical cromato (CrO4)-2 Metal + Radical → SAL K+1 + CrO4 → K2CrO4 cromato de potasio H2CrO7 ácido dicrómico → Radical dicromato (Cr2O7)-2 K+1 + Cr2O7 → K2Cr2O7 dicromato de potasio Reacción química Se denomina también cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso en el que dos o más sustancias llamadas reactantes o reactivos, se transforman o cambian su estructura molecular para formar un producto. Una reacción química posteriormente se transformará en una ecuación química cuando se igualan el numero de átomos de las sustancias reaccionantes y productos de la reacción. Para que una reacción se produzca, es necesario ciertas condiciones como: la luz, calor, presión, temperatura y el uso posiblemente de ciertos catalizadores. En la naturaleza tienen lugar dos tipos de transformaciones (físicas y químicas) en las transformaciones físicas, no cambia la naturaleza de las sustancias que intervienen (MEZCLAS) y en las químicas (COMBINACIONES) se produce un cambio en su naturaleza, un intercambio de electrones y la formación de enlaces químicos. Velocidad de reacción Todo proceso químico se da a una determinada velocidad de reacción, esta velocidad podrá alterarse con el uso de catalizadores (sustancias ajenas a la reacción) o posiblemente por acción de la temperatura, cuando existe un incremento en la temperatura, también se incrementa la velocidad de reacción. Catalizador químico Es una sustancia ajena a un proceso químico, que actúa dando a lugar una reacción, que en algunos casos puede incrementar la velocidad de reacción, pero que no forma parte de los productos resultantes de la reacción. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 122 Los catalizadores se pueden clasificar en dos grupos: heterogéneos o de contacto y los catalizadores homogéneos. Clases de reacciones 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. Reacciones exotérmicas Reacciones endotérmicas Reacciones de combinación o síntesis Reacciones de descomposición o análisis Reacciones de simple sustitución o cambio Reacciones de doble descomposición Reacciones reversibles Reacciones irreversibles Reacciones de neutralización Reacciones de hidrólisis Reacciones iónicas Reacciones de oxidación Reacciones de reducción Reacción exotérmica. Cuando en el momento de su producción desprenden calor, por ejemplo la reacción del ácido sulfúrico con el zinc, para la producción de hidrógeno. H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 Reacción endotérmica. Son reacciones que necesitan de energía calorífica para que se produzcan, por ejemplo, si colocamos en una cápsula de porcelana una cierta cantidad de azufre con limaduras de hierro, en estas circunstancias, no pasa de ser una mezcla, en la cual podemos reconocer fácilmente a sus elementos constituyentes (S, Fe). Pero si esta mezcla calentamos observamos que se produce una especie de pasta homogénea llamada FeS (sulfuro ferroso) con propiedades físicas y químicas diversas a las del azufre y hierro. Fe + S + CALOR → FeS REACCIÓN QUÍMICA 123 Reacciones de combinación o síntesis. Son reacciones que resultan de la combinación de dos o más elementos, para formar compuestos diferentes. Por ejemplo: 2H3PO4 + 6 Na → 2 Na3PO4 + 3 H2 Reacciones de descomposición o análisis. Como su nombre lo indica, son reacciones en las cuales un compuesto o sustancia se descompone en sus elementos constitutivos. Por ejemplo, la descomposición de una molécula de agua. 2H2O → 2H2 + O2 Reacciones de simple sustitución. Este tipo de reacciones se dan cuando un elemento que se encuentra en estado de libertad sustituye o remplaza a otro elemento que se encuentra formando parte de un compuesto y este a su vez queda en libertad. Por ejemplo, en la reacción el calcio que se encuentra formando parte de un sal (carbonato de calcio) es remplazado por el Zn que se encuentra en estado de libertad, formándose una sal diferente (carbonato de zinc) quedando el calcio en estado de libertad. Reacciones de doble descomposición. Cuando reaccionan dos sustancias y se intercambian sus elementos para formar otros diferentes. Por ejemplo: Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2NaCl Reacción reversible. Se da cuando las sustancias resultantes, pueden volver a generar las sustancias reaccionantes. Por ejemplo, la reacción del amoníaco con el agua para la formación del hidróxido de amonio. El hidróxido de amonio, una vez que se formó tiende a formar nuevamente amoníaco y agua (Sustancias reaccionantes). ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 124 Reacción irreversible. Una vez que se produce la reacción es imposible volver a generar nuevamente las sustancias reaccionantes. Por ejemplo: AgNO3 + K → KNO3 + Ag Reacciones de neutralización. Este tipo de reacciones se dan entre un ácido y una base, para la obtención de una sal, una reacción tipo se da entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio. En una reacción de neutralización, se da un equilibrio entre los iones hidrógeno (H+) y los (OH) H3PO4 + Zn(OH)2 → Zn3(PO4)2 + H2O Reacciones de hidrólisis. Resultan de la descomposición de una sal por intermedio del agua, para formar un ácido y una base. Por ejemplo, la reacción del cloruro de sodio con el agua. NaCl + H2O → HCl + NaOH Reacciones iónicas. Son reacciones en las cuales una sustancia química se ioniza o disocia, para formar con el agua una solución conductora de la electricidad. Por ejemplo la disociación de los iones cloro y sodio (NaCl) en el agua forman un solución conductora de la corriente eléctrica. Na+ + Cl- + H2O → NaCl. H2O (solución conductora electricidad) Reacciones de Oxidación. Se dan cuando en una reacción uno o más elementos aumentan de valencia (ganan electrones). Reacciones de Reducción. Cuando en una reacción uno o más elementos disminuyen su valencia (pierden electrones). REACCIÓN QUÍMICA 125 Ecuación química Es la representación abreviada de fórmulas que nos representan las diversas sustancias químicas que reaccionan para dar lugar a sustancias diferentes, una reacción química, se convierte en una ecuación química en el momento que equiparamos o igualamos las sustancias reaccionantes y resultantes. Toda ecuación química comprende dos partes: 1. Sustancias reaccionantes o primer miembro de la reacción localizado antes de la flecha (a la izquierda) (→) que significa nos da. 2. Sustancias resultantes, producto, o segundo miembro de la reacción, localizadas luego de la flecha a la derecha de la ecuación. Ecuación redox En toda reacción química existe la pérdida y ganancia de electrones, uno o más elementos han ganado y perdido electrones. El término REDOX es la abreviatura de OXIDACIÓN y REDUCCIÓN. Escala de oxidación y reducción ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 128 Todo cambio de valencia que va desde la izquierda hacia la derecha nos representa una OXIDACIÓN, y en sentido contrario desde la derecha hacia la izquierda una REDUCCIÓN. Con base en lo expuesto: • • • • • De -1 a +4 hay una ganancia (oxidación) de 5 electrones De +5 a -2 hay una pérdida (reducción) de 7 electrones De -4 a +4 hay una ganancia (oxidación) de 8 electrones De -7 a + 3 hay una ganancia (oxidación) de 10 electrones De +3 a -5 hay una pérdida (reducción) de -8 electrones Valencia de los elementos en una ecuación redox 1. Los elementos químicos en estado atómico o molecular tienen VALENCIA CERO. Por ejemplo: H2; Cl2; O2. 2. El hidrógeno tiene valencia +1 en todos los compuestos excepto en los hidruros metálicos, donde funciona con valencia. Ejemplo. BaH2 → (Ba+2 H2+1). 3. El oxígeno tiene valencia negativa -2 en todos los compuestos excepto en los peróxidos, donde funciona con valencia -1 Ejemplo: H2O2 (H2+1 O2-1) ; Na2O2 (Na2+1 O2-1). 4. Toda molécula es eléctricamente neutra. 5. Todos los metales tienen VALENCIA POSITIVA. Normas para igualar una ecuación redox por el método de la valencia Norma 1. Se plantea la ecuación, luego escribimos en la parte superior de cada elemento la valencia correspondiente. Por ejemplo: 0 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +2 -2 P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO ECUACIÓN QUÍMICA 129 Norma 2. Se señala los elementos que cambian de valencia al pasar del primer miembro al segundo. Norma 3. Se señala la oxidación y reducción de los elementos que cambiaron de valencia. Norma 4. Se intercambian los coeficientes de oxidación y reducción, es decir, el coeficiente de oxidación antepone a la fórmula reducida y viceversa. En el ejemplo: Entonces: Norma 5. Se procede a igualar la reacción considerando el siguiente orden: 1. 2. 3. 4. Metaloides que no sean H2 y O2 Metales H2 O2 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 130 Si los átomos de oxígeno están en igual número tanto en el primer miembro como en el segundo, la ecuación se ha igualado. 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO IMPORTANTE Para igualar una ecuación, se parte del mayor subíndice, de los elementos que han cambiado de valencia. La ecuación será igualada partiendo del elemento que disponga el mayor subíndice. Algunos ejemplos de igualación de ecuaciones REDOX por el método de la valencia. ECUACIÓN QUÍMICA 131 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 132 ECUACIÓN QUÍMICA 133 Igualar 1. Óxido férrico + monóxido de carbono → hierro + dióxido de carbono 2. Ácido nítrico + azufre → ácido sulfúrico + óxido nítrico 3. Ácido yodhídrico + ácido yódico → yodo molecular + agua 4. Cobre + ácido nítrico → dióxido de nitrógeno + nitrato cúprico + agua 5. Plata + ácido nítrico → óxido nítrico + nitrato de plata + agua ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 134 6. Sulfuro de sodio + sulfato de sodio + anhídrido silícico → silicato de sodio + gas sulfuroso. 7. Cobre + ácido nítrico → óxido nítrico + nitrato cúprico + agua 8. Ácido clorhídrico + permanganato de potasio → cloruro manganoso + cloruro de potasio + cloro molecular + agua 9. Sulfuro cúprico + ácido nítrico → nitrato cúprico + óxido nítrico + azufre + agua 10. Azufre + dicromato de potasio + agua → anhídrido sulfuroso + hidróxido de potasio + óxido crómico 11. Sulfuro de cadmio + ácido nítrico → nitrato de cadmio + óxido nítrico + azufre + agua 12. Ácido permangánico + ácido sulfhídrico → oxido manganoso + azufre + agua 13. Hierro + ácido nítrico → nitrato férrico + óxido nitroso + agua 14. Bromato de potasio + ácido sulfhídrico → bromuro de potasio + agua + azufre 15. Arsénico + ácido nítrico + agua → ácido arsénico + óxido nítrico. 16. Fósforo + ácido nítrico + agua → ácido fosfórico + óxido nítrico. 17. Arsénico + hipoclorito de sodio + agua → cloruro de sodio + ácido arsénico. 18. Mercurio + ácido nítrico → nitrato mercúrico + óxido nítrico + agua 19. Zinc + ácido sulfúrico + cloruro de plata → plata + sulfato de zinc + ácido clorhídrico. ECUACIÓN QUÍMICA 135 20. Cloruro cobaltoso + hidróxido de potasio + clorato de potasio → óxido cobáltico + cloruro de potasio + agua 21. Cloro molecular + hidróxido de potasio → Cloruro de potasio + clorato de potasio + agua 22. Sulfuro plumboso + sulfuro cuproso + ácido nítrico → Nitrato plumboso + nitrato cúprico + dióxido de nitrógeno + azufre a agua 23. Agua oxigenada + permanganato de potasio + ácido sulfúrico → Sulfato de potasio + sulfato manganoso + oxígeno molecular + agua 24. Yoduro crómico + hidróxido de potasio + cloro molecular → Cromato de potasio + peryodato de potasio + cloruro de potasio + agua 25. Sulfato crómico + yoduro de potasio + yodato de potasio + agua → hidróxido crómico + sulfato de potasio + yodo molecular 26. Bromato de potasio + yoduro de potasio + ácido bromhídrico → Bromuro de potasio + yodo molecular + agua 27. Yodato de calcio + yoduro de potasio + ácido clorhídrico → Cloruro de calcio + cloruro de potasio + yodo molecular + agua 28. Sulfato manganoso + permanganato de potasio + agua → dióxido de manganeso + sulfato de potasio + ácido sulfúrico 29. Permanganato de potasio + sulfito de potasio + ácido clorhídrico → Dióxido de manganeso + sulfato de potasio + cloruro de potasio + agua 30. Dicromato de potasio + ácido clorhídrico → cloruro crómico + cloro molecular + cloruro de potasio + agua 31. Selenito de potasio + yoduro de potasio + ácido clorhídrico → Cloruro de potasio + selenio + yodo molecular + agua ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 136 32. Telurato de sodio + ácido clorhídrico → Ácido teluroso + cloruro de sodio + cloro molecular + agua 33. Yodato de potasio + ácido sulfuroso → Sulfito ácido de potasio + ácido sulfúrico + yodo molecular + agua. Estequiometría Es un capítulo de estudio de las ciencias químicas que trata sobre la resolución de problemas que se derivan de las Leyes Ponderales y volumétricas (peso y volumen). La palabra estequiometría es una derivación del griego stoicheion (“elemento”) y metron (“medida”). La ley de conservación de la masa es uno de los principios que guía esta explicación. Conceptos básicos Mol o peso molecular (PM) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos que forman la molécula y se expresa en unidades de masa atómica. Por ejemplo, el peso molecular del agua, H2O, es 18.0 uma. H2SO4 H2 = 1 g X 2 = 2 g S = 32 g O4 = 16 g X 4 = 64 g MOL = 98 g/mol Número de avogadro La constante de Avogadro o “número de Avogadro” es el número de partículas constituyentes (usualmente átomos o moléculas) que se encuentran en la cantidad de sustancia de un mol.7 7 https://bit.ly/37gpxgT ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 138 Análisis elemental y determinación de la fórmula mínima y molecular EJERCICIOS DE APLICACIÓN 1. El nitrato de amonio (NH4NO3) se prepara a partir del HNO3 y se emplea como fertilizante nitrogenado. A partir de estos datos determinar los porcentajes de masa de los elementos que forman el NH4NO3. NH4NO3 MOL = 80 g/mol Nitrógeno 80 g → 100 % 14 g (Peso nitrógeno) X= 17.5 % pero son 2 átomos de nitrógeno en la molécula = 35 % Hidrógeno 80 → 100 % 4 g X = 5 % (Hidrógeno) Oxígeno 80 → 100 % 48 g X = 60 % (Oxígeno) ESTEQUIOMETRÍA 139 2. Una muestra de 3.87 mg de ácido ascórbico (vitamina C) por combustión genera 5.80 mg de CO2 y 1.58 mg de H2O. ¿Cuál es la composición porcentual de este compuesto? Carbono C + O2 → CO2 12 g 32 g 44 g → 0,012 m gC 0,044 m g CO2 X= 1,5818 mg C 5,80 mg CO2 Hidrógeno H2 + O → H2O 2 g 16 g 18 g → 0,02 mg H2 0,018 mg H2O X= 1,7555 mg H2 1,58 mg H2O 3.87 mg 100 % corresponden al X= 40,8733 % de CARBONO 1,5818 mg C 3.87 mg 1,7555 mg H2 corresponden al 100 % X= 45,3617 % de HIDRÓGENO 45,3617 - 40,8733 = 4,4884 % de OXÍGENO ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 140 3. Una muestra de un compuesto que pesa 83.5 g contiene 33.4 g de azufre. El resto es de oxígeno, ¿Cuál es la fórmula mínima? 83.5 → 33.4 100 % X= 40 % (S) El 60 % corresponde al (O2) S = 40 / 32 = 1.25 O = 60 / 16 = 3.75 S = 1.25 / 1.25 = 1 O = 3.75 / 1.25 = 3 Fm= SO3 4. El ácido benzoico (C7H6O2) es un polvo blanco, cristalino, que se emplea como preservante de alimentos. El compuesto contiene 68.8 % de C, 5.0 % de H y 26.2 % de O2 ¿Cuál es la fórmula mínima? C= 68.8 / 12 g = 5.7333 g H = 5.0 / 1 g = 5 g O = 26.2 / 16 g = 1.6375 g C = 5.7333 g / 1.6375 g = 3.501 H = 5 g / 1.6375 g = 3.0534 O = 1.6375 g / 1.6375 g = 1 Si multiplicamos por 2; la fórmula molecular será C7H6O2 (Ácido benzoico). Leyes ponderales Las leyes que rigen los pesos entre los compuestos reaccionantes y los productos resultantes de una reacción química. Leyes 1. 2. 3. 4. Ley de Lavoisier o de conservación de la materia Ley de Proust o de las proporciones definidas Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Ley de Wenzel y Richter o de las proporciones recíprocas 1. Ley de Lavoisier o de conservación de la materia La masa o peso de un compuesto es igual a la suma de los pesos de sus componentes: 2H + O → H2O 2 g 16 g 18 g La masa o peso de una molécula de agua es 18 g que es producto de la suma de los pesos de los átomos de hidrógeno y oxígeno. 2. Ley de Proust o de las proporciones definidas Esta ley dice: que en la formación de un compuesto hay proporciones definidas o fijas de sus elementos, es decir que independientemente de la cantidad que se tome de una sustancia, siempre habrá proporciones fijas de sus elementos. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 142 3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples La masa o peso de un elemento que se combina con la masa fija de otro, para formar compuestos diferentes, están en relación de números enteros sencillos. Ejemplo: Los compuestos que forma el nitrógeno con sus valencias (+1+2+3+4+5) N2O óxido nitroso 28 g de N 16 g de O N2O2 óxido nítrico 28 g de N 32 g de O N2O3 anhídrido nitroso 28 g de N 48 g de O N2O4 dióxido de nitrógeno 28 g de N 64 g de O N2O5 anhídrido nítrico 28 g de N 80 g de O 4. Ley de Wenzely Richter o de las proporciones recíprocas La proporción en peso con que se combina un elemento para formar un compuesto, es la misma con la que se combinará para cualquier otro. ALGUNOS EJEMPLOS CO2 C - O2 12 - 32 CaO Ca - O 40 - 16 H2S H2 - S 2 - 32 HCl H - Cl 1 - 35 Leyes volumétricas o de Gay Lussac Son las que se encargan de regular los volúmenes de los cuerpos de las sustancias reaccionantes con el volumen de los cuerpos de las sustancias resultante. LEYES PONDERALES 143 EJEMPLO 2 volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de oxígeno, para formar dos volúmenes de agua. 2 H2 + O2 → 2 H2O 2 vol 1 vol 2 vol Volumen molecular gramo. Es el volumen ocupado por una molécula gramo de cualquier sustancia en estado gaseoso y cuya constante es 22.4 litros en condiciones normales (c.n.) Problemas estequiométricos (peso) 1. ¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KClO3) se necesitan para para obtener 7 g de oxígeno (O2)? * Para resolver problemas estequimétricos debemos seguir los siguientes pasos: 1. Planteamos la ecuación 2. Igualamos 3. Se hace el análisis del problema El clorato de potasio por acción del calor se descompone en cloruro de potasio más oxígeno: 244 g de KClO3 producen 96 g de O2 X= 7 g de O2 X = 17.79 g de KClO3 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 144 2. ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2 se obtendrán al hacer reaccionar 12 g de CaO? CaO + HOH → Ca(OH)2 Moles o pesos moleculares de los compuestos → 56 g 18 g 74 g 56 g de CaO reaccionan con el H2O para producir 74 g de Ca(OH)2 X = 15.85 g de Ca(OH)2 12 g de CaO 3. ¿Cuántos gramos de hidróxido férrico Fe(OH)3 se obtendrán cuando reaccionan 7.5 g de óxido férrico Fe2O3 con agua? Fe2O3 + 3 H2O → Fe2O6H6 simplificando Fe(OH)3 Fe2O3 + 3 H2O → 2 Fe(OH)3 160 g 163 g 7.5 g X= 7.64 g de Fe(OH)3 4. El carbonato de calcio CaCO3 se produce por la reacción del ácido carbónico H2CO3 con el hidróxido de calcio Ca(OH)3. Determinar los gramos de carbonato de calcio que se producen cuando reaccionan 35 g de hidróxido de calcio. H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2H2O 74 g 100 g 35 g X= 47.29 g de CaCO3 LEYES PONDERALES 145 5. Los productos de la combustión del etano C2H6 son el CO2 y el H2O. Cuando se combustiona 5.7 litros de C2H6; cuantos litros de CO2 y el H2O se producen? 2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O 2 vol + 7 vol → 4 vol + 6 vol 22.4 L. X 4 = 89.6 L de CO2 44.8 L C2H6 → 5.7 L C2H6 89.6 L CO2 X= 11.4 L de CO2 22.4 L X 6 = 134.6 L de H2O 44.8 L C2H6 5.7 L C2H6 → 134.4 L de H2O X= 17.1 L de H2O 6. ¿Cuántos litros de cloro se obtienen en condiciones normales, si reacciona dióxido de manganeso con 25 g de ácido clorhídrico? MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O 144 g 22.4 L 144 g de HCl producen 22.4 L de Cl2 25 g de HCl X = 3.88 litros de Cl2 7. Encontrar los gramos de cloruro de bario que se forman a partir de la reacción de 7,3 g de cloruro de potasio con fosfato de bario. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 146 Procedimiento 1. Planteamos la reacción 2. Igualamos la reacción 3. Procedemos con el análisis Ba3(PO4)2 + 6KCl → 2K3PO4 + 3 BaCl2 Pesos 0 = 16 g K= 39 g Cl= 35 g P= 31 g Ba= 137 g 6KCl = 444 g/mol 3BaCl2 = 621 g/mol 444 g de cloruro de potasio reaccionan con fosfato de bario para formar 621 g. de cloruro de bario. Cuando reaccionan 7,3 g de cloruro de potasio, ¿cuánto de cloruro de bario se produce? Por regla de tres: 444 g de KCl _____________________ 7,3 g de KCl 621 g de BaCl2 X= 10,21 g de BaCl2 Problemas estequiométricos propuestos 1. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán al calentar 35 g de clorato de potasio? 2. El amoníaco reacciona con el agua para formar hidróxido de amonio. Si reacciona 15 g de amoníaco, ¿cuánto de hidróxido de amonio se formará? 3. ¿Cuántos gramos de óxido de calcio se obtendrán por calcinación de 75 g de carbonato de calcio? 4. En la producción de ácido sulfúrico, se hace reaccionar trióxido de azufre con agua, si en el procedimiento dado se parte de 125 g LEYES PONDERALES 147 de trióxido de azufre. ¿Cuántos gramos de agua serán necesarios, para que se produzca la reacción? 5. ¿Cuántos gramos de azufre serán necesarios para producir 15 g de sulfuro ferroso? 6. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata se pueden preparar haciendo reaccionar 20 g de cloruro de calcio con suficiente cantidad de nitrato de plata y con un rendimiento del 100 %? 7. ¿Cuántos gramos de mercurio y cuantos litros y gramos de oxígeno se obtendrían cuando se descompone por calentamiento 28.5 g de óxido mercúrico? 8. ¿Qué cantidad de clorato de potasio se deben calentar para la producción de 10 g de O2? 9. Para la producción de hierro metálico y gas carbónico, reaccionan el óxido férrico con el monóxido de carbono. A partir de estos datos calcular la cantidad de hierro producido cuando reaccionan 500 g de óxido férrico. 10. Para la producción de hidrógeno reaccionan ácido sulfúrico con zinc en polvo. Determinar los gramos de hidrógeno cuando reacciona 15 g de zinc. 11. En un proceso para la obtención de hidrógeno por acción del ácido clorhídrico sobre el hierro divalente se produjeron 0.303 g de hidrógeno. Determinar los gramos de hierro que participaron en la reacción. 12. Al hidróxido de sodio se prepara comercialmente utilizando carbonato e sodio e hidróxido de calcio. Cuántos gramos de sosa cáustica se deben obtener cuando reacciona 750 g de carbonato. 13. ¿Cuál es la cantidad en gramos de clorato de potasio que se descompone para producir 150 L de gas oxígeno? ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 148 14. Para la producción de ácido nítrico, se hace reaccionar 35 g de amoníaco con 125 g de gas oxígeno. Determinar la cantidad de ácido nítrico que se produce. 15. Industrialmente el ácido fosfórico se obtiene mediante la reacción de fosfato de calcio con el ácido sulfúrico. Según este proceso se tratan 654 kg de fosfato de calcio de 95 % de pureza con 678 kg de ácido sulfúrico. ¿Qué cantidad de ácido fosfórico se obtiene? 16. Calcular el volumen de oxígeno necesario para combustionar 85 g de etanol. 17. ¿Cuántos gramos de cloruro de magnesio se formarán haciendo reaccionar 5 g de magnesio con ácido clorhídrico? 18. ¿Cuántos gramos de perclorato de potasio deben calentarse para obtener 8 gramos de gas oxígeno? 19. Para la producción de cloruro de plata reaccionan cloruro de sodio y 10.5 g de nitrato de plata. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata tiene la muestra? 20. El clorato de potasio se obtiene mediante la siguiente reacción: KOH + Cl2 → KClO3 + KCl + H2O ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se necesita para obtener media libra de clorato de potasio. 1 libra = 454 g? 21. Determinar los litros de coro gaseoso Cl2, en condiciones normales, que se obtendrán haciendo reaccionar dióxido de plomo con 20 g de ácido clorhídrico PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O Calcular el volumen de oxígeno que se obtiene en condiciones normales cuando se descompone 54 g de clorato de potasio. LEYES PONDERALES 149 22. La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono a partir de la siguiente reacción: C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2 ¿Cuántos litros de etanol se pueden producir a partir de 50 g de glucosa? 23. El clorato de potasio KClO3 se obtiene por la reacción del cloro sobre una disolución de hidróxido de potasio KOH según la reacción: KOH + Cl2 → KClO3 + KCl + H2O Calcular la cantidad de KClO3 que se obtiene al reaccionar 25 g de KOH 24. En la producción de óxido de bismuto se produce la siguiente reacción: Bi2 S3 + O2 → Bi2 O3 + SO2 Calcular la cantidad de gas sulfuroso que se produce al reaccionar medio kilo de sulfuro de bismuto. 25. La aspirina C9H8O4, se obtiene a partir de la reacción del ácido salicílico C7H6O4 con anhídrido acético C4H6O3 C7H6O4 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O3 ¿Cuántos gramos de cada uno de los reactivos se necesitarán si queremos preparar 95 g de aspirina? 26. Calcular el volumen de CO2, en CNPT se formarán a partir de la reacción de 75 g de CO 27. ¿Cuántos litros de CO2 en CNPT se obtendrían en la combustión de 20 kg de gas propano? ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 150 28. El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio, para darnos una sal, sulfato de sodio Na2SO4 + ácido clorhídrico HCl. Calcular: Los gramos de cloruro de sodio que se requieren para obtener 5 L de ácido clorhídrico medidos en CNPT. H2SO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl 29. En la fotosíntesis: el CO2 de la atmósfera se convierte en O2 según la reacción: CO2 + H2O → C6H12O 6 + O2 ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen en la fotosíntesis de 45 L de CO2? 30. Se hacen reaccionar 45,75 g de Zn con HCl. Calcular la masa de H2 desprendida en el proceso 31. El amoníaco se descompone en nitrógeno e hidrógeno, ambos en estado gaseoso. Igualar la reacción planteada, y calcular la cantidad de hidrógeno que se desprende en la descomposición de 27 g de amoníaco. 32. Necesitamos obtener 5 litros de hidrógeno en CNPT 33. Se hace reaccionar hierro metálico con agua y se produce el llamado oxido férrico e hidrógeno molecular que se desprende. Calcular la masa de hierro necesaria para producir 15 L de óxido férrico en CNPT. 34. El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: C2H5OH + 3O22CO2+ 3H2O ¿Cuántas moles de CO2 se producen cuando se queman 7 moles de C2H5OH? LEYES PONDERALES 151 35. Calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O2 36. El de una mezcla de gases nos da los siguientes resultados: hidrógeno = 3,88 % y arsénico = 96,12 %. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? 37. El mentol es un alcohol secundario saturado, que se encuentra en los aceites de menta; se emplea en medicina y en algunos cigarrillos porque posee un efecto refrescante sobre las mucosas. Una muestra de 100,5 mg se quema produciendo 282,9 mg de CO2 y 115,9 mg de H2O; en un experimento distinto se ha determinado el peso molecular del mentol resultando ser de 156 g ¿Cuál es la fórmula molecular del mentol? 38. A partir de 10 kg de limones se extrajeron 240 g de limoneno. En la combustión de 2,56 g de limoneno, con la cantidad necesaria de oxígeno, se obtuvieron 8,282 g de CO2 y 2,711 g de H2O a) Halla la fórmula empírica del limoneno. b) El peso molecular del limoneno es de 150 g/mol. Determina su fórmula molecular. Soluciones Podríamos definir a una solución, como una dispersión iónica o molecular de un soluto en el seno de un solvente, los componentes de una solución son el soluto y el solvente. A las mezclas homogéneas se denominan soluciones. Cuando una solución está formada por un sólido y un líquido, el líquido es el solvente y el sólido es el soluto. Cuando una solución está formada por dos líquidos, el que se encuentra en mayor proporción es el solvente, solamente cuando los volúmenes son iguales se pierde los términos soluto y solvente. Cambios de energía y formación de soluciones El cloruro de sodio [NaCl] se disuelve en agua porque la molécula [H]+ [OH]- tiene suficiente atracción por los iones sodio [Na]+ y cloro [Cl]Para formar una disolución acuosa de NaCl las moléculas de agua deben separarse unas de otras y dejar espacios que serán ocupados por los iones [Na]+ y cloro [Cl]- (Brown & Bursten, 2014). Na+ Cl- + [H]+ [OH]- → NaOH + HCl ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 154 Clases de soluciones Soluciones no saturadas Son aquellas que no han llegado a la saturación, se dividen en diluidas y concentradas. Soluciones saturadas Se trata de soluciones en las cuales el solvente ya no puede disolver más soluto, y debido a esto se deposita el soluto en el fondo del recipiente. Diluidas Son aquellas que tienen poca cantidad de soluto. SOLUCIONES 155 Concentradas Son aquellas que poseen gran cantidad de soluto, y se encuentran próximas a la saturación. Soluciones sobresaturadas Se trata de soluciones que han llegado a la saturación, pueden admitir más soluto, pero mediante el uso de movimientos mecánicos, como la agitación, y algunas veces mediante la acción de la temperatura. Coeficiente de solubilidad. es la cantidad en peso de soluto que se necesita para saturar 100 cc de disolvente. Soluciones valoradas Son aquellas soluciones que conocemos la concentración (cantidad de soluto) que se encuentra en un determinado volumen de disolvente, que ordinariamente es 1000 cc o (1 litro). ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 156 * Las soluciones valoradas se expresan por intermedio de las concentraciones físicas y químicas Concentraciones físicas La concentración en una solución, es la cantidad de soluto y solvente que se conoce y esta relación se expresa cuantitativamente. La concentración de una solución nos indica la cantidad de SOLUTO presente en una cantidad de SOLUCIÓN. El soluto estará presente en una determinada proporción con respecto al solvente Para preparar una solución con base en su concentración física se puede utilizar la siguiente relación: EJEMPLOS 1. Si disolvemos 37 g de cloruro de sodio NaCl en 325 g de agua, ¿cuál es el porcentaje de masa de da disolución? Los gramos de disolución se forman a partir de la suma de los gramos de soluto más los gramos de solvente. Aplicando la fórmula: % masa = 37 / 362 * 100 = 10.22 % 2. Se disuelve 30 g de Ca(OH)2 en 500 cc de agua. Calcular la concentración de la disolución en % en masa. % masa = 30 / 530 * 100 = 5,66 % Concentraciones químicas Están representadas por las soluciones MOLARES, MOLALES Y NORMALES. Soluciones molares (M) Una solución molar, es la que contiene un mol o molécula gramo disuelta en 1 litro de solución 1 molar. EJEMPLO Un litro de una solución 1 molar de NaOH Na = 23 g O = 16 g H=1g Total 40 g/mol (Mol) * Los 40 g/mol disueltos en 1 litro nos representa a una solución 1 molar de hidróxido de sodio. * Para resolver este tipo de problemas podemos hacerlo mediante la fórmula, o también por regla de tres. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 160 M = Molaridad gs = gramos de soluto 1 litro = Ctte. V = volumen en litros (L) o centímetros cúbicos (cc) Mol = peso molecular de la sustancia expresada en g/mol EJEMPLO Hallar la molaridad de una solución que contiene 25 g de Ca(OH)2 disueltos en 250 cc de solución. M=X gs. = 25 g 1 litro = 1000 cc V = 250 cc Mol = 74 g/mol Resolución por la fórmula R = 1.35M CONCENTRACIONES QUÍMICAS 161 Resolución por regla de tres Los 74 g/mol de Ca(OH)2 en 1000 cc. Nos representa una solución 1 M Los 25 g en 250 cc X= R= 1.35M Problema Cuántos gramos de HNO3 se necesitan para preparar 2 litros de una solución 1 Molar HNO3 H=1g N = 14 g O3 = 16 x 3 = 48 g Mol = 63 g/mol Mol = 63 g/mol M=2M gs = X 1 litro = ctte V=2L Resolución por la fórmula ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 162 gs = 252 g HNO3 Resolución por regla de tres X = 252 g HNO3 Soluciones molales (m) Es la que contiene el peso molecular o (mol) de una sustancia disuelta en 1000 g de disolvente 1 molal Fórmula general: m = molalidad gs. = gramos de soluto 1000 gd = ctte gd = gramos de solvente Mol = peso molecular del soluto en g/molal. CONCENTRACIONES QUÍMICAS 163 Problema ¿Cuál será la molalidad de una solución que contiene 120 g de cloruro de sodio (NaCl) disueltos en 1500 g de solvente? NaCl Na = 23 g Cl = 35 g Mol = 58 g/mol m=X gs. = 120 g gd. = 1500 g Mol = 58 g/molal 1000 gd Ctte. R = 1.37m. Resolución por regla de tres R = 1.37m. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 164 Problema Determinar la molalidad de una solución que contiene 40 g de glucosa (C6H12O6) en 1200 g de agua destilada C6H12O6 C = 12 x 6 = 72 g H = 12 g O = 16 x 6 = 96 g Mol = 180 g Resolución por la fórmula m=X gs 40 g gd = 1200 g Mol = 180 g m = 0.185m Resolución por regla de tres CONCENTRACIONES QUÍMICAS 165 X = 0.185m Para la preparación de soluciones normales es necesario determinar o conocer el equivalente químico. Equivalente químico Un equivalente químico (EQ), peso equivalente o equivalente gramo, es la cantidad de una sustancia que reacciona para producir un mol de producto. La determinación del equivalente químico utilizamos para preparar soluciones normales, en esta parte estudiaremos cómo determinar el equivalente químico. 1. 2. 3. 4. 5. 6. Equivalente químico de un elemento. Equivalente químico de un ácido. Equivalente químico de una base. Equivalente químico de una sal. Equivalente químico de una gente oxidante. Equivalente químico de un agente reductor. 1. Equivalente químico de un elemento Resulta de dividir el peso atómico de un elemento para su valencia. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 166 EJEMPLOS Eq del Ca = 40 g = 20 g 2 Eq del Pt = 195 = 48.75 g 4 Cuando se trata de elementos con valencia variable, se especifica la valencia del elemento. 2. Equivalente químico de un ácido Resulta de dividir el peso molecular del ácido para el número de hidrógenos que forman parte de esta sustancia. Eq. = Peso molecular Número de hidrógenos EJEMPLOS Determinar el equivalente químico del ácido sulfúrico (H2SO4) H=1x2=2g S = 32 g O = 16 x 4 64 g Mol = 98 g/mol El ácido sulfúrico dispone de 2 hidrógenos. Entonces: Eq = 98 g = 49 g de H2SO4 2 Determinar el equivalente químico del H3PO4 (ácido fosfórico) CONCENTRACIONES QUÍMICAS 167 H=1x3=3g P = 31 x 1 = 31 g O = 16 x 4 = 64 g Mol = 98 g/mol Eq = 98 g = 32.66 g de H3PO4 3 Determinar el equivalente químico del HNO2 (ácido nitroso) H=1g N = 14 g O = 16 x 2 = 32 g Mol = 47 g/mol Eq = 47 = 47 g de HNO2 1 3. Equivalente químico de una base o hidróxido Resulta de dividir el peso molecular de la base o hidróxido para el número de (OH) hidroxilos u oxhidrilos que forman parte de esta sustancia (base). EJEMPLOS Ca (OH)2 Ca = 40 g O = 16 x 2 = 32 g H=1x2=2g Mol = 74 g/mol Eq. = 74/ 2 = 37 g de Ca(OH)2 ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 168 Fe (OH)3 Fe = 56 g O = 16 x 3 = 48 g H=3g Mol = 107 g/mol Eq = 107 g/3 = 35.66 g de Fe (OH)3 NaOH Na = 23 g O = 16 g H=1g Mol = 40 g/mol Eq. = 40 g / 1 = 40 g de NaOH 4. Equivalente químico de una oxisal neutra El equivalente químico de una oxisal neutra resulta de dividir, el peso molecular de la sal, para el producto de las valencias del radical halogénico (ión negativo) y el metal (ión positivo). Eq. = Peso molecular de la sal Producto de la valencia del metal x valencia del radical EJEMPLOS Determinar el equivalente químico del nitrato de zinc Zn(NO3)2 Zn = 65 g N = 14 g x 2 = 28 g O = 16 g x 6 = 96 g PM = 189 g CONCENTRACIONES QUÍMICAS 169 La valencia del zinc (+2) y la del radical NO3 (-1) x1=2 Eq. = 189 g/2 = 94.5 g Determinar el equivalente químico del fosfato de calcio Ca3 (PO4)2 Ca = 40 g x 3 = 120 g P = 31 g x 2 = 62 g O = 16 g x 8 = 128 g PM = 310 g Eq = 310 g / 6 = 51.66 g de Ca3(PO4)2 Determinar el equivalente químico del yodato plúmbico. Cuando en una oxisal neutra, tanto el radical halogénico como el metal tienen la misma valencia, para obtener el equivalente químico, se divide el peso molecular de la sal para la valencia, ya sea del metal o del radical ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 170 5. Equivalente químico de un agente oxidante Para determinar el equivalente químico de un agente oxidante, se divide el peso molecular del compuesto, para el coeficiente de reducción. EJEMPLOS Determinar el equivalente químico del permanganato de potasio KMnO4 cuando el manganeso se reduce de +7 a +2 K = 39 Mn = 55 O = 16 x 4 = 64 PM = 158 g Eq = 158 g / 5 = 31.6 g Determinar el equivalente químico del ácido nítrico HNO3 cuando el nitrógeno se reduce de +5 a +1 H=1 N = 14 O = 16 x 3 = 48 PM = 63 g Eq = 63 g / 4 = 15.75 g 6. Equivalente químico de un agente reductor Agente reductor (Compuesto que se oxida). El equivalente químico de un agente reductor, se obtiene dividiendo el peso molecular del compuesto, para el respectivo coeficiente de oxidación. EJEMPLOS Determinar el equivalente químico del carbonato férrico, Fe2(CO3)3 cuando el hierro pasa de +2 a +3 CONCENTRACIONES QUÍMICAS 171 Fe = 56 x 2 = 112 C = 12 x 3 = 36 O = 16 x 9 = 144 PM = 292 g Eq. = 292 g / 1 = 292 g Determinar el equivalente químico del nitrato de calcio Ca(NO3)2 cuando el nitrógeno pasa de +3 a +5 Ca = 40 N = 14 x 2 = 28 O = 16 x 6 = 96 PM = 164 g Eq. = 164 / 2 = 82 g Soluciones normales (N) Se define como una disolución que contiene el equivalente químico de cualquier sustancia en 1 litro de disolución 1 normal. Fórmula N = Normalidad gs. Gramos de soluto 1 litro = ctte V = en litros o cc Eq = equivalente químico en g/eq. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 172 Problema Calcular la normalidad de una solución que contiene 50 g de H2SO4 disueltos en 2 litros de solución. H2SO4 H=1x2=2g S = 32 g O = 16 x 4 64 g Mol = 98 g /mol eq. = 98 g / 2 = 49 g / eq. N=X gs. = 50 g 1 litro = constante V = 2 litros Eq = 49 g / eq. N = 50 g x 1litro 2 L x 49 g / eq. = 0.5N Resolución por regla de tres = 0.5 N. Formas de expresar la concentración Una concentración se puede expresar cualitativa o cuantitativamente, de esta forma se emplean los términos diluida y concentrada. Ppm y ppb Para expresar la concentración, en este caso nos referimos al porcentaje de masa de una sustancia, que forma parte de una disolución. Entonces: Entonces: Una solución de H2SO4 que contiene 98 % de H2SO4 en masa contiene 98 g de H2SO4 por cada 100 g de solución. Cuando la concentración es muy diluida se expresa en ppm. o ppb. Partes por millón y partes por billón. Una solución cuya concentración de soluto es 1ppm. Contiene 1 gramo de soluto por cada millón (10-6) gramos de disolución, o lo que es equivalente 1 mg de soluto por kilogramo de solución. Dado que ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 174 en el agua la densidad es 1 g / ml 1 kg de una solución acuosa tiene un volumen aproximado de 1 litro se puede deducir también que 1 ppm. Corresponde a un 1 mg de soluto por litro de solución. Cuando se tratan disoluciones más diluidas se usa las expresiones (ppb) partes por billón. 1 ppb. Representa 1 g de soluto por billón (10-9) gramos de solución ó 1 microgramo (‫ں‬g) de soluto por litro de disolución. Por ejemplo, según la EPA el límite permisible de arsénico en agua potable es de 10ppb. EJERCICIO Se prepara una solución con 12.5 g de glucosa (C6H12O6) en 0.100 kg de agua: Calcule el porcentaje en masa de soluto en esta solución. 0.100 kg = 100 g El porcentaje en masa de agua en esta solución es (100 – 11.9 % = 88.1 %) EJERCICIO Se determinó que una muestra de 2.5 g de agua contiene 5.4 micro ramos de zinc. Calcule la concentración de zinc en ppm. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN 175 1 ‫ں‬g = 1 x10 – 6 g 5.4‫ں‬g = 5.4 x 10 – 6 g Ácidos y bases Propiedades químicas de los ácidos Los ácidos se conocieron desde hace mucho tiempo atrás, como sustancias de sabor agrio, el significado de la palabra ácido deriva del latín acidus que significa agrio. Ácido. Es una sustancia que al disociarse o disolverse en el agua produce iones [H]+. Los ácidos se clasifican en fuertes y débiles de acuerdo con el grado de disociación, generalmente los ácidos fuertes son los inorgánicos, por ejemplo: (HCl; H2SO4; HNO3). Los débiles son los orgánicos, por ejemplo: (C2H2O2; CH2O2) es importante mencionar que las soluciones ácidas son conductoras de la electricidad y que en contacto con algunos metales desprenden H2. H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 Ácidos y bases Se refiere a especies que se disocian para formar iones en solución, los ácidos y bases débiles se ionizan parcialmente y la reacción de ionización es reversible. Ka = Constante de disociación ácida Kb = Constante de disociación básica Los ácidos se clasifican de acuerdo con el grado de disociación en fuertes y débiles, los fuertes son los inorgánicos y los débiles los orgánicos. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 178 Propiedades químicas de las bases Las bases denominadas también ÁLCALIS fueron caracterizadas en un principio por oposición a los ácidos, sus reacciones con ácidos dan como resultado procesos de neutralización, las bases tienen un sabor amargo característico, al igual que los ácidos en disolución acuosa conducen la electricidad, el papel tornasol colorean de color azul, y a una solución de fenolftaleina (incolora) a color violeta intenso, reaccionan con los ácidos para formar una sal más agua. Los conceptos de ácido y base según arrhenius Arrhenius (1883) consideró a la ionización del agua como base para el comportamiento ácido base. La constante de equilibrio para la reacción está dada en términos del producto iónico del agua. Definió a los ácidos como compuestos que contienen hidrógeno [H+] H2O [H+] + [OH]- La constante de equilibrio para la reacción está dada en términos del producto iónico del agua Kw de acuerdo con: ÁCIDOS Y BASES 179 Kw [H+] + [OH]- Disociación de los ácidos HCl → [H]+ + ClH2SO4 → [H]+ + SO4-HNO3 → [H]+ + NO3H3PO4 → [H]+ + PO4-- Disociación de las bases NaOH → Na+ + [OH]Ca(OH)2 → Ca+ + + [OH]Al(OH)3 → Al+++ + [OH]Zn(OH)2 → Zn++ + [OH]De acuerdo con lo expuesto la disociación de los ácidos en sus iones llevó a Arrhenius a emitir el siguiente criterio: El carácter ácido está relacionado directamente con la capacidad de una sustancia para dar en disolución acuosa iones [H]+ En la actualidad los conceptos de Arrhenius a cerca de los ácidos y las bases tienen cierta discrepancia, ya que, por ejemplo: El ion H+ en disolución acuosa no puede permanecer aislado, dado el carácter bipolar de la molécula de agua (H – O – H) el ion [H]+ se unirá por lo menos a una de ellas formando el ion hidronio (H3O+). H2O + H+ ↔ H3O+ ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 180 Las bases, según Arrhenius, son sustancias que están en capacidad de ceder iones [OH]- en una solución, pero existen sustancias como el amoníaco (NH3) que se comporta como una base, sin disponer de [OH]- así reacciona con el ácido clorhídrico (HCl) de forma similar a los hidróxidos. HCl + NH3 → [NH4]+1 + Cl-1 Definiciones de Bronsted y Lowry La disociación de un ácido en medio acuoso conlleva la cesión de un H+ a una molécula de agua según la reacción: AH + H2O ↔ H3O+ + ALa definición de Bronsted (1879-1947). “Ácido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones a otra molécula”. Bronsted buscaba una definición que se pudiera relacionar con el concepto de base, considerando que las propiedades químicas de los dos tipos de sustancias son opuestas. Con base en lo expuesto: “Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra molécula” El NH3 actúa como base captando un protón. Solución ácida. Cuando existe mayor concentración de iones [H] que [OH]- (˃ [H]+ que [OH]-) + Solución básica. Cuando existe una mayor concentración de [OH] que [H]+ (˃ [OH]- que [H]+ - ÁCIDOS Y BASES 181 Solución neutra. Cuando hay un equilibrio entre los iones [OH]e [H] ([OH]- = [H]+ ) + ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA Definición de Lewis G.N. Lewis (1923) definió a la base como un donador de un par electrónico y al ácido como el aceptor del par electrónico. La neutralización incluye la formación de un nuevo enlace covalente coordinado entre los átomos del donador y del aceptor del par electrónico. La definición de Lewis incluye también como reacciones ácido-base la formación de compuestos de coordinación. Escala de pH La escala de pH es un parámetro para medir el grado de acidez o alcalinidad de una sustancia. La escala tiene valores que van del cero (el valor más ácido) al 14 (el más básico). ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 182 Equilibrio ácido-base débiles Reacciones de ionización de ácidos y bases débiles y sus constantes de equilibrio, Ka y Kb, correspondientes. Relación de Ka y Kb con el pH y cálculos de porcentaje de disociación. Desde el punto de vista fisiológico, un ácido es una sustancia que cede H+: HBr; HNO3. Una base es receptor de H+ o liberador de OH- en una solución: -HCO3 Ácidos y bases pueden ser: Fuerte: se disocia completamente en solución Débil: se disocia solo parcialmente La acidez de una solución está determinada por su concentración en iones H+ y se expresa en unidades de pH Problemas propuestos 1. Determinar el número de gramos de soluto necesarios para preparar las siguientes soluciones: a. Un litro de una solución de sulfato de sodio 0.1 M b. 500 gramos de una solución de hidróxido de sodio 1.0 m c. 250 cc de una solución de sacarosa 0.025 M C12H22O11 d. 1.5 litros de una solución de ácido acético 1.0 N. 2. Determinar la molaridad de una solución que contiene 15 g de cloruro de bario disueltos en 500 cc de solución. 3. La glucosa es una sustancia sólida, soluble en agua, si en un envase aparece 75 g/l. Responder las siguientes preguntas: a) ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución? b) Ponemos en un plato 50 cm3. Si dejamos que se evapore el agua, ¿Qué cantidad ÁCIDOS Y BASES 183 de glucosa quedará en el plato? c) Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de la botella anterior se le debe inyectar en una hora? 4. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico son necesarios para preparar 1500 cc de solución 1 M? 5. ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico serán necesarios para preparar 250 cc de solución 0.5 M? 6. Se dispone de 5 g de ácido nítrico 0.5 M. A partir de estos datos encontrar el volumen que se necesita para preparar la solución 7. Determinar la molalidad de una solución que contiene 40 g de glucosa en 1500 gramos de agua destilada 8. Determinar la masa de soluto de una solución 0.5 molal de sacarosa en 1500 g de disolvente 9. ¿Cuántos gramos de disolvente se necesita para preparar 45 g de carbonato de sodio 0.5 molal? 10. Calcular la normalidad de una solución que contiene 25 g de ácido sulfúrico en 500 cc. Solución. 11. Calcular la normalidad de una solución que contiene 20 g de ácido fosfórico en 800 cc de solución. 12. ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico penta hidratado, se necesita para obtener 2.5 litros de solución 1 N? 13. Calcular el volumen de una solución que contiene 45 g de sulfato de calcio 3 N 14. ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesita para obtener 1.5 litros de solución 0.5 N? ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 184 15. ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio serán necesarios para preparar 550 cc de una solución 0.4 N? 16. Una muestra de 500 cc de solución contiene 2.5 miligramos de ion bario. A partir de estos datos, calcular la concentración del barrio en partes por millón. 17. Una solución contiene 15 ppm de ion sulfato (SO4) a partir de estos datos, determinar los miligramos de ión sulfato presentes en 500 cc de solución. 18. Una solución contiene 4 ppm. Cuando se dispone de 2.5 mg de ión magnesio. A partir de estos datos, determinar el volumen de solución que se ha formado. Gases En el siglo XVII comenzó a investigarse el hecho de que los gases, independientemente de su naturaleza, presentan un comportamiento similar ante los cambios de presión y temperatura. Ley de Boyle Las propiedades del aire y de la presión atmosférica fueron ampliamente investigadas por el irlandés Robert Boyle (1627-1691). Nació en Limore, Munster, Irlanda, en 1627, y en colaboración con Robert Hooke, concluyeron que, en los gases, el volumen, la presión y la temperatura tienen una relación directa en su comportamiento. El dispositivo que usó para estudiar la compresibilidad de los gases fue muy sencillo, un tubo de vidrio doblado en forma de una letra jota y cerrado por el extremo más corto. La presión del aire encerrado se igualaba a la atmosférica, a la presión P1 le corresponde un volumen V1. Boyle siguió añadiendo ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 186 mercurio hasta que la diferencia de altura entre los dos brazos fue de 76 cm. En estas condiciones, la presión sobre el brazo pequeño, P2, se había incrementado en 1 atm, es decir se había duplicado hasta 2 atm y el volumen ocupado por el aire encerrado, V2, se había comprimido hasta la mitad con respecto al inicial A TEMPERATURA CONSTANTE, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. Si la presión aumenta el volumen disminuye, si la presión disminuye el volumen aumenta Por lo tanto: P1 · V1 = P2 · V2 P1 = Presión inicial V1 = Volumen inicial P2 = Presión final V2 = Volumen final GASES 187 Ley de Charles Jacques Alexandre César Charles, químico, físico y aeronauta francés, nació en Beaugency (Loiret) el 2 de noviembre de 1746 y falleció en París el 7 de abril de 1823. En 1787 estudió la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante, observó que cuando se incrementaba la temperatura el volumen del gas también incrementaba y que al enfriar el volumen disminuía. Descubrió la ley según la cual un gas se expande proporcionalmente a su temperatura si se mantiene constante la presión. Ley de Charles. El volumen del gas es directamente proporcional a su temperatura a presión constante: Por lo tanto: V1/T1=V2/T2. V1 = Volumen inicial T1 = Temperatura inicial V2 = Volumen final T2 = Temperatura final ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 188 Ley de Gay Lussac Joseph-Louis Gay-Lussac (Saint-Léonard-de-Noblat, 6 de diciembre de 1778-París, 9 de mayo de 1850) químico y físico francés. * Estudió la relación entre presión y temperatura de un gas cuando el volumen es constante Cuando se incrementa la temperatura existe mayor actividad molecular, es decir las moléculas del gas se mueven rápidamente, aumenta el número de choques contra las paredes y en consecuencia se incrementa la presión, entendemos que el recipiente es sólido y no se deforma. Joseph Louis Gay-Lussac descubrió que, a volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura (en grados Kelvin). Es decir que si la temperatura aumenta la presión de igual forma se incrementará, y si la temperatura disminuye la presión disminuye GASES 189 Cuando se desean estudiar dos diferentes estados, uno inicial y una final de un gas y evaluar el cambio de presión en función de la temperatura o viceversa (con volumen constante), se puede utilizar la fórmula: P1/T1 = P2/T2 P1 = Presión inicial T1 = Temperatura inicial P2 = Presión final T2 = Temperatura final Ley de las presiones parciales de Dalton La presión que ejerce un gas que forma parte de una mezcla de gases se conoce como su presión parcial. La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que componen la mezcla Pgas 1 +Pgas 2 +Pgas 3 .... = PTotal EJEMPLO Un compuesto gaseoso contiene 30 % de hidrógeno 35 % de oxígeno y 35 % de cloro. Calcular la presión parcial de cada gas a la presión de 760 mm Hg. Hidrógeno 760 mm Hg nos corresponde al 100 % X= 30 % X= 228 mm Hg ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 190 Oxígeno 760 mm Hg nos corresponde al 100 % X= 35 % X = 266 mm Hg Cloro 760 mm Hg nos corresponde al 100 % X= 35 % X = 266 mm Hg La presión total es igual a la suma de las presiones parciales: Hidrógeno: 228 mm Hg Oxígeno: 266 mm Hg Cloro: 266 mm Hg P. Total 760 mm Hg Electroquímica Campo de estudio de las ciencias químicas, que hace énfasis en las reacciones químicas que producen energía eléctrica o se producen a través de ella. Por ejemplo, la aplicación de la electroquímica en la fabricación de pilas (celdas electroquímicas) dispositivos que permiten tener una corriente eléctrica a partir de una reacción química, pero para que esto suceda tiene que haber transferencia de electrones de manera directa y espontánea. La relación entre la electricidad y la química se conoce como electroquímica, cuando los electrones se transportan a través de un conductor se genera una corriente eléctrica. Se denominan conductores de primera especie o electrónicos a los metales sólidos o fundidos y ciertas sales sólidas (sulfuro cúprico, sulfuro de cadmio) que conducen la corriente eléctrica sin experimentar alteración alguna. En estas sustancias, la conducción tiene lugar por emigración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. Los conductores de segunda especie o electrolíticos son los que experimentan transformación química al paso de la corriente eléctrica como las soluciones de electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas y también algunas sales sólidas como el cloruro de sodio y el nitrato de plata. La transferencia electrónica tiene lugar por migración iónica. Esta migración involucra no sólo una transferencia de electricidad sino también el transporte de materia de una parte a otra del conductor. El flujo de corriente en los conductores electrolíticos va siempre acompañado de cambios químicos en los electrodos que son muy ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 192 característicos y específicos de las sustancias que componen el conductor y los electrodos. Celda electroquímica Una celda electroquímica simple contiene un par de electrodos de material inerte, por ejemplo, platino, conectados a una fuente de corriente y sumergidos en una solución acuosa de un conductor de segunda especie. El electrodo conectado al lado negativo de la fuente se denomina cátodo y es aquel por el cual entran los electrones a la solución procedentes de la fuente, por ejemplo, una batería. Al mismo tiempo, el electrodo conectado al lado positivo de la batería se denomina ánodo, por el cual salen los electrones de la solución y regresan a la batería. Al cerrar el circuito, los iones negativos o aniones, emigran hacia el ánodo en donde se oxidan, mientras que los iones positivos o cationes van hacia el cátodo en donde se reducen. Como estas partículas están cargadas, su movimiento constituye una corriente eléctrica. Los aniones se mueven hacia el ánodo y de aquí que los electrones son transportados por estos iones desde el cátodo. De nuevo, como el transporte de electricidad positiva hacia el cátodo puede considerarse un flujo de electricidad negativa hacia el ánodo, la migración de los cationes hacia el cátodo es equivalente al flujo de electrones en dirección opuesta. En consecuencia, el resultado neto de la migración es un desplazamiento de los electrones por la solución en la dirección de la corriente y cada ion transporta una parte de la comente total de electricidad a través de la solución. El proceso del paso de corriente por un conductor electrolítico con todos los cambios químicos y migratorios asociados, se denomina electrólisis. Primera ley de Faraday La masa de un elemento depositada en una célula electrolítica es independiente de la composición química del electrolito, con la condición que funcione siempre con la misma valencia. Si se conectan ELECTROQUÍMICA 193 en serie varias celdas conteniendo soluciones de sales de diferentes metales como por ejemplo CuSO4; AgNO3 se puede comprobar que las cantidades depositadas son químicamente equivalentes, lo cual significa que están en la misma relación de sus equivalentes químicos. Cu = 63,57 g/mol Ag = 107,88 g/mol Valencias Cu = +2 Ag = +1 Cu = 63,57 g/mol ÷ 2 = 31,785 Ag = 107,88 g/mol ÷ 1 = 107,88 La relación se cumple siempre que no existan fenómenos secundarios como dilución y reacciones químicas posteriores. Segunda ley de Faraday Las masas de diversos elementos depositados en un mismo circuito son proporcionales a sus pesos atómicos e inversamente proporcional a la valencia. Se deduce que las cantidades depositadas son proporcionales a los equivalentes químicos de modo que se cumple: ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 194 EQ = Equivalente químico PA = Peso atómico V = Valencia Tercera ley de Faraday Siendo m, los gramos de elemento depositado en un electrodo, PA, el peso atómico del elemento y z, su valencia, F es la constante de Faraday cuyo valor es 96500 culombios / eq-g, PE es el peso equivalentegramo del elemento, Q la carga eléctrica en culombios, I la intensidad de la corriente en amperios y t el tiempo en segundos. La Primera Ley de Faraday dice: “La masa de un elemento depositado en cualquiera de los electrodos durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través del electrolito”. La Segunda Ley de Faraday dice: “Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de una corriente son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes”. También se puede establecer esta ley diciendo que: “La misma cantidad de electricidad producirá cantidades equivalentes químicamente de todas las sustancias”. Más aún, el paso de noventa y seis mil quinientos culombios (Un Faraday) separa un equivalente químico de cualquier elemento. Números de transporte o transferencia Se define como número de transporte o transferencia, la fracción de corriente total transportada por cada uno de los iones en una solución. La fracción de corriente que transporta un ion depende de la velocidad de su movimiento migratorio. Se deduce de la definición, que la suma de los números de transporte para catión y anión es igual a uno. Es decir ELECTROQUÍMICA 195 siendo t+ y t- los números de transporte del catión y del anión, v+ y vsus velocidades promedios, I+, I-, I las intensidades de las corrientes. Se deduce fácilmente que, t+ + t_ =1 Conductancia electrolítica La resistencia de un conductor electrolítico al paso de la corriente se puede determinar mediante La Ley de Ohm, pero es costumbre en vez de hablar de resistencia hacerlo de la conductancia, que es simplemente el recíproco de la resistencia eléctrica. Se sabe que la resistencia de un conductor cualquiera es directamente proporcional a su longitud e inversamente proporcional al área de su sección transversal y que según sea la naturaleza y características del conductor así será el valor su propiedad denominada resistividad o resistencia. Es decir, Siendo R la resistencia en ohmios, l la longitud en cm, A el área en cm² y ρ la resistividad o resistencia específica en ohmio-cm, así como la conductancia electrolítica de un conductor se define como el inverso de su resistencia, la conductancia específica de un conductor se define como el inverso de su resistividad, y puede considerarse como la conductancia de un cubo de un centímetro de arista de cierto material. ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 196 La conductancia se expresa como el inverso de ohmio y la conductancia específica como el inverso del producto de ohmio por centímetro. Invirtiendo la ecuación para la resistencia de un conductor resulta la ecuación para su conductancia correspondiente. Siendo L la conductancia electrolítica y Ls la conductancia específica del conductor. Soluciones electrolíticas Se les llaman electrolitos a las sustancias solubles en agua y capaces de conducir la corriente eléctrica. Podemos decir, por lo tanto, que las soluciones de sustancias que presentan buena conductancia e indican un alto grado de ionización se les denomina electrolitos fuertes y, por el contrario, los que presentan una pobre conductancia y un bajo grado de ionización se les llama electrolitos débiles. Sin embargo, existen sustancias clasificadas en un grupo intermedio porque su comportamiento electrolítico no está claramente definido. Propiedades coligativas de los electrolitos Para representar las propiedades coligativas de los electrolitos por medio de relaciones obtenidas con los no electrolitos, Van’t Hoff sugirió el uso de un factor, i, que se define como la razón del efecto coligativo producido por una solución de electrolito de molalidad, m, dividida por el efecto observado para la misma concentración de un no-electrolito. Al utilizar esta definición del factor de Van’t Hoff para una de las propiedades coligativas como la disminución del punto de congelación de las soluciones se deduce, entonces, que este es igual al descenso del punto de congelación de la sustancia electrolítica dividido por el descenso del punto de congelación de una solución de un no ELECTROQUÍMICA 197 electrolito de la misma molalidad. Se concluye, por lo tanto, que el valor del factor de Van’t Hoff para una solución indica el número de partículas totales presentes en ella por cada mol de soluto disuelto. La ecuación general de las propiedades coligativas queda de la siguiente forma: Para los electrolitos fuertes el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto, debería concordar con el número de partículas en que se disocia cada molécula de electrolito. Sin embargo, el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto solamente puede sustituirse por el número de partículas en que se disocia cada molécula de electrolito en soluciones muy diluidas. Para los electrolitos débiles, el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto, es menor que el número de partículas en que se disocia cada molécula de electrolito en soluciones muy diluidas. Para los no electrolitos, el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto, es igual a la unidad. Teoría de Arrhenius sobre disociación electrolítica. La teoría de Arrhenius dice: 1. Los electrolitos en solución se disocian en partículas cargadas eléctricamente llamadas iones, de tal manera que la carga total de los iones positivos es igual a la carga total de los iones negativos. Lo anterior significa que la solución en conjunto resulta neutra a pesar de la presencia de partículas cargadas eléctricamente y que la presencia de los iones en la solución es la responsable de su conductividad eléctrica. 2. Un electrolito en solución no se encuentra forzosamente disociado en su totalidad; en su lugar, lo hace parcialmente encontrándose ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 198 en equilibrio con moléculas no disociadas de sustancias. Según esto, y de acuerdo con las leyes del equilibrio químico, puede anticiparse que la proporción de la disociación varía con la concentración, siendo mayor cuando esta disminuye. En vista de esto, cabe esperar una disociación total en soluciones diluidas a infinito. En las otras ocasiones, sin embargo, el electrolito se halla disociado parcialmente en un grado que depende de la naturaleza de la sustancia y su concentración. Esta idea de la disociación parcial la utilizó Arrhenius para explicar el comportamiento coligativo de las soluciones electrolíticas. Las propiedades coligativas de una solución diluida dependen del número de partículas sin que importe sus especies presentes en cierta cantidad de solución. Cuando una sustancia se disocia en sus iones, incrementa el número de partículas en solución. Si suponemos ahora que cada ion actúa con respecto a las propiedades coligativas de igual manera que una molécula no ionizada, el aumento en el número total de partículas en soluciones debe originar un incremento en los efectos coligativos. Grado de disociación. Se define como grado de disociación, α, a la fracción de moles de soluto disociado. Si una solución de ácido acético, por ejemplo, muestra un grado de ionización del 5 %, se entiende que de cada cien moléculas de ácido acético disueltas solo cinco disociaron en sus iones y las otras 95 permanecen en la solución con su forma molecular. Teoría de las atracciones interiónicas de Debye-Huckel. Al igual que Arrhenius, Debye y Huckel establecen que los electrolitos fuertes existen en solución como iones de los tipos mencionados, pero ellos creen que los electrolitos fuertes se hallan totalmente ionizados, al menos en soluciones diluidas, y que los efectos observados se deben a una distribución desigual de los iones como resultado de una atracción. Debye y Huckel mostraron que, a causa de estas atracciones electrostáticas, cada ion positivo de la solución debe estar rodeado de ELECTROQUÍMICA 199 un número de iones negativos e inversamente debe suceder a cada ion negativo. En otras palabras, cada ion de la solución se rodea por una atmósfera iónica cuya carga neta es opuesta a la del ion central. Además, demostraron que las propiedades de los electrolitos están determinadas por la interacción del ion central y su atmósfera. Como la naturaleza de esta depende de la valencia de sus iones, su concentración, la temperatura y la constante dieléctrica del medio, se deduce que estos son también los factores que controlan las propiedades. Termodinámicas de los electrolitos. En la teoría de Debye-Huckel, el efecto de la concentración de los iones, se introduce por medio de una cantidad conocida como fuerza iónica, que constituye una medida de la intensidad eléctrica en la solución. La fuerza iónica se define como la mitad de la sumatoria de las concentraciones de los diversos iones en gramos por litro multiplicadas por los cuadrados de las valencias iónicas respectivas. Prácticas de laboratorio UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 1 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA APLICACIÓN DE LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA OBJETIVOS Reconocer los cambios físicos y químicos, comprobar la ley de la conservación de la materia MATERIALES Y REACTIVOS Mechero, trípode, termómetro, triángulo de arcilla, crisol, pinza para crisol, porta tubos, 6 tubos de ensayo, pinza para tubos, vaso de precipitación, balanza analítica. Azúcar, cloruro de sodio, sulfato cúprico, carbonato de sodio, nitrato de potasio, nitrato plumboso, cloruro de calcio, ácido clorhídrico, ácido nítrico. PROCEDIMIENTO Cambio de color. Colocar en 2 tubos de ensayo 5cc de CuSO4 en cada tubo, al primero agregar limaduras de hierro, el segundo nos sirve como testigo. Dejar las limaduras de hierro en el tubo por un lapso de 15 a 20 minutos, agitar el tubo y anotar sus observaciones. ¿A qué se debe el cambio de color? Se justifica el procedimiento con una reacción química. ¿Qué elementos son los que ganan y pierden electrones? (agente oxidante y reductor). Cambio de estado. Colocar en un tubo de ensayo cristales de NaCl y calentarlos fuertemente, determinar si hubo un cambio físico o químico, si el cambio fue químico, justificar el procedimiento mediante una reacción. Transformación de una sustancia sólida. En un crisol calentar fuertemente una pequeña cantidad de azúcar. Escriba la ecuación de combustión correspondiente. ¿Cómo interviene el oxígeno en el proceso? Cambio de propiedades. En un tubo de ensayo colocar 5cc de HCl medir la temperatura con un termómetro, agregar un pedacito ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 202 de Zn; anotar sus observaciones. ¿A que se debe el cambio de temperatura? Registre los datos. Justifique el procedimiento mediante una reacción e iguale. Precipitación. En 3 tubos de ensayo con 3cc de NaCl agregar al primero gotas de AgNO3 al segundo gotas de Pb(NO3)2 y al tercero gotas de KNO3. ¿Hubo cambios físicos o químicos? de los cambios químicos justifique el procedimiento con reacciones. RESULTADOS ESPERADOS Registrar y justificar cambios físicos y químicos CONCLUSIONES Se aplica y reconoce la ley de conservación de la materia OBSERVACIONES Seguir los procedimientos PRÁCTICAS DE LABORATORIO 203 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA: QUÍMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 2 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TÍTULO DE LA PRÁCTICA PROPIEDADES DE LOS METALES ALCALINOS Y ALCALINOTÉRREOS OBJETIVOS Identificar ciertas propiedades de los metales alcalinos- alcalinotérreos, como el de ser reductores en agua o en ácidos. MATERIALES Y REACTIVOS Espátula, capsulas de porcelana 3 tubos de ensayo, gradilla, mechero bunsen, pinza para tubos, papel de lija, soporte universal, anillo, triangulo de porcelana o malla de alambre. Na (0,2g) Mg (0,2g) Ca (0,2g) Na2O2 (0.2 g) tiza o mármol (un pedazo) solución diluida y alcalina de una sal de cromo (Cr+3) fenolftaleína (solución alcohólica) nitratos o cloruros de litio, potasio, sodio, magnesio Calcio, estroncio, y bario. Ácido clorhídrico 1 :1 0 H2SO4 PROCEDIMIENTO Reacción de los metales alcalinos con el aire y el agua. Colocar un pedazo de sodio metálico sobre papel filtro y hacerle un corte con una espátula. Observe la superficie del corte reciente, anote sus observaciones, luego corte otro pedazo y déjelo caer en agua, anote sus observaciones, finalmente coloque 3 gotas de fenolftaleína en la solución, justifique el procedimiento mediante reacciones químicas. Obtención y propiedades del peróxido de sodio Na2O2.- En una cápsula de porcelana colocar aproximadamente 0.2g. de sodio metálico. Caliente a la llama del mechero hasta que arda el sodio y se convierta en una masa amarillenta. Justificar los procedimientos mediante reacciones. Propiedades reductoras del magnesio y calcio. Colocar pedacitos de estos metales en tubos de ensayo, verter 3cc de agua, observar que sucede durante 10 minutos, posteriormente caliente si es necesario. Repetir el procedimiento con HCl y H2SO4 Anote sus observaciones y justifique los procedimientos mediante reacciones químicas. Lijar la superficie del Mg y Ca; con una pinza para crisol los pedacitos del metal limpios calentarlos en la llama de un mechero, anotar sus observaciones y justificar el proceso. RESULTADOS ESPERADOS Se verifica las propiedades de los metales CONCLUSIONES Identifica las propiedades de los metales y justifica los procedimientos mediante reacciones químicas ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 204 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 3 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA OBTENCIÓN DE HIDRÓGENO OBJETIVOS Estimular al estudiante a tener cierto criterio a cerca de las propiedades físicas y químicas del hidrógeno. MATERIALES Y REACTIVOS Soporte universal, tubos de ensayo, tubo de desprendimiento, pinzas para tubos, gradilla, mechero bunsen, cuba hidroneumática, tapones de goma. Zn, Cinta de magnesio (Mg); Limadura de hierro (Fe); (Cu); ácido sulfúrico (H2SO4) PROCEDIMIENTO En una gradilla colocar 4 tubos de ensayo y rotulados como: a; b, c; y d, colocar en ellos 1cc de H2SO4, posteriormente colocar en cada uno de los tubos una pequeña porción de los metales: Zn; Mg; Fe; y Cu. Observar el desprendimiento de hidrógeno y analizar la capacidad de reacción de los metales con el ácido. Justificar los procedimientos con reacciones e igualar. Identificar el tipo de reacciones. Posteriormente se repite el procedimiento con el tubo de ensayo en donde se produjo la mayor producción de H2. Se coloca un tubo de desprendimiento conectado al tubo de ensayo y sujeto con un tapón de goma, el otro extremo del tubo se sumerge en la cuba hidroneumática y se pone en contacto con un tubo de ensayo invertido y lleno de agua, el gas desprende el agua que contiene el tubo, finalmente se tapa el tubo con el gas dentro del agua a través de un tapón de goma, para comprobar el procedimiento, con cuidado se puede acercar a la llama del mechero la boca del tubo. Justificar los procedimientos mediante reacciones RESULTADOS ESPERADOS Que el estudiante pueda verificar las propiedades físicas y químicas del hidrógeno y que se reconozca los tipos de reacciones. CONCLUSIONES Se verifica mediante reacciones los objetivos de la practica OBSERVACIONES Se puede modificar el procedimiento de acuerdo a la disposición de reactivos PRÁCTICAS DE LABORATORIO 205 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 4 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA OBTENCIÓN DEL OXÍGENO OBJETIVOS Obtener oxígeno y reconocer su presencia MATERIALES Y REACTIVOS Tubo de ensayo, pinza para tubos, tapón horadado, tubo de desprendimiento, manguera, mechero bunsen, cuba hidroneumática, soporte universal. Reactivos. - KClO3; MnO2; C; S; limadura de hierro; fenolftaleína. PROCEDIMIENTO Obtención de O2 a partir de KClO3.- Colocar en un tubo de ensayo una mezcla de 1g. de KClO3 y MnO2 en una proporción 2-1 (2 partes de KClO3 y una parte de MnO2) esta mezcla colocar en un soporte universal y sujetarlo con una pinza, se tapa el tubo con un tapón, en este se coloca el tubo de desprendimiento conectado con una pequeña manguera que se introduce en el agua contenida en una cuba hidroneumática. Se calienta el tubo con la llama de un mechero bunsen, el gas que se obtiene (O2) se recoge en tubos de ensayo invertidos y llenos de agua que están dispuestos en la cuba hidroneumática, el gas (O2) desplaza el agua de los tubos y de esta forma hemos captado el gas en agua. RESULTADOS ESPERADOS Captar gas (O2) mediante una reacción de una reacción de descomposición o análisis. CONCLUSIONES Se justifica el procedimiento de la practica mediante una reacción química RECOMENDACIONES Armar el equipo de tal forma que no represente un riesgo en el momento de ejecutar la práctica. Utilizar otras sustancias como el HgO; la oxilita Na2O2 OBSERVACIONES Se pudiera hacer uso de otras sustancias químicas para captar gas oxígeno, es importante reconocer el tipo de reacción y los resultados de esta ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 206 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA: QUÍMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 5 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TÍTULO DE LA PRÁCTICA PROPIEDADES DEL ALUMINIO E HIDRÓXIDO DE ALUMINIO OBJETIVOS Reconocer algunas propiedades del aluminio en su forma elemental o formando compuestos. MATERIALES Y REACTIVOS Tubos de ensayo, gradilla, embudo, papel filtro, mechero, soporte universal, anillo, pinza para tubos, gotero, vasos de precipitación. Pedazo de aluminio, 15ml. de HNO3 2N; 15ml. de HCl 2N; 5ml. de H2SO4 2N; 15ml de NaOH al 30%; 30ml. de NH4OH 2N; pedazo de carbón, rojo de metilo o naranja de metilo, solución de una sal de aluminio, 1g de HgCl2; 1g. de Na2CO3 PROCEDIMIENTO 1. Comportamiento del aluminio ante los ácidos y álcalis Tome 3 tubos de ensayo, en uno vierta 3cc de HN03 2N, en otro 3cc de H2SO4 2N y en el tercer tubo 3cc de HCI 2N. Coloque en cada tubo dos o tres pedacitos de aluminio. Observar, cuál de las reacciones es más enérgica. Haga las mismas reacciones, pero ahora con ácidos concentrados. Justifique los procedimientos mediante reacciones químicas. 2. Formación de amalgama de Aluminio. - Sumerja un pedazo de aluminio en una solución de NaOH; frote luego con una sal de mercurio el aluminio ya tratado con el álcali ¿Se forma una amalgama? el aluminio adquiere propiedades diferentes. En 2 tubos de ensayo, en el uno coloque un pedazo de aluminio y en el otro la amalgama. ¿Qué observa? ¿Qué elemento se desprende? Escriba la ecuación de la reacción del segundo tubo. 3. Adsorción de los colorantes por el hidróxido de aluminio. – Prepare un precipitado de Al (OH)3, filtrarlo. Lavar una vez con agua el precipitado sobre el filtro. Verter sobre el filtro una solución débilmente coloreada de violeta de metilo. Observar el filtrado. 4. Reconocimiento del Al+3.- a) A un tubo que contiene una solución de aluminio agréguele unas gotas de KOH o NaOH ¿Qué observa? Después añádale el exceso de reactivo ¿Qué sucedió? b) A un tubo de ensayo que contiene solución de (Al) añadirle unas sotas de NH40H; Ahora agréguele exceso de reactivo. Mezclar 1g. de una sal de aluminio con 1 g. de Na2C03. Fundir la mezcla sobre un pedazo de carbón y agregar unas gotas de solución de nitrato de cobalto. ¿De qué color es la masa de aluminato de cobalto formada? ¿Qué nombre recibe? RESULTADOS ESPERADOS Se verificar las propiedades del aluminio CONCLUSIONES Identifica las propiedades de los metales y justifica los procedimientos mediante reacciones químicas PRÁCTICAS DE LABORATORIO 207 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA: QUÍMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 6 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TÍTULO DE LA PRÁCTICA REACCIÓNES REDOX OBJETIVOS Verificar los factores que afectan la velocidad de una reacción química. MATERIALES Y REACTIVOS Tubos de ensayo (5); gradilla, vasos de precipitación de 100 cc; goteros, matraces, cronómetro, varilla de agitación, soluciones de ácido oxálico (HOOCCOOH) o FeSO4 al 10%; 12%; 14%; 16% y 18% (concentraciones sugeridas); solución de KMnO4 al 1% M/V (100mL); y H2SO4 concentrado PROCEDIMIENTO Tomar 15 cc de la solución de KMnO4 y acidularla con 1cc de H2SO4. Verificar el pH y anotar las características de la solución. Agregar la solución anterior en 5 tubos de ensayo (3cc en c/u) y rotularlos. Al tubo #1 adicionar 2 cc del ácido oxálico al 10%, al tubo #2 adicionar 2 cc del ácido oxálico al 12%, y así sucesivamente. Agitar suavemente y tomar el tiempo de reacción en cada tubo, anotar sus observaciones. ¿Qué tubo reaccionó en menor y mayor tiempo? ¿Con qué fenómeno se asocian las observaciones? ¿Qué ocurriría si se aumenta la temperatura al primer y quinto tubo? Justifique las respuestas. RESULTADOS ESPERADOS Identificar el tipo de reacción y las condiciones para que se produzca una reacción química. CONCLUSIONES Observar las evidencias de la reacción (cambios de color) ocasionados por la variación de la velocidad de la reacción. Hay cuatro factores que afectan las velocidades de reacción: 1.- la naturaleza de los reactivos 2.- la concentración de los reactivos, 3.- la temperatura 4.- catalizadores. RECOMENDACIONES Hacer los cálculos y verificar la concentración de las soluciones OBSERVACIONES Se puede modificar el procedimiento de acuerdo a la disposición de reactivos ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 208 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 7 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA VELOCIDAD DE REACCIÓN OBJETIVOS Determinar y comparar la efectividad de los catalizadores biológicos y químicos. En la naturaleza, muchos procesos químicos y biológicos se desarrollan a diferentes velocidades de reacción, dependiendo de la interacción con agentes externos a la reacción llamados catalizadores. MATERIALES Y REACTIVOS Tubos de ensayo con una gradilla, probeta, vaso de precipitación, varilla agitadora, trozos de manzana, yuca y plátano verde, H2O2 (en diferentes concentraciones) y MnO2 PROCEDIMIENTO En 3 tubos de ensayo debidamente rotulados agregar cantidades diferentes (pequeñas) de cada una de las frutas o tubérculos seleccionados. Agregar a cada uno 3 cc de H2O2 con concentración fija (usted la determinará) y dejar reposar por 4 minutos. Anotar las observaciones. Realizar la misma experiencia con diferentes concentraciones para el agua oxigenada. 2. Rotular otros 3 tubos de ensayo y adicionar aproximadamente 2 gramos de una las frutas o tubérculos seleccionados en cada uno. Colocar el primer tubo en baño maría a 10°C por 5 minutos, retirarlo del baño y adicionarle 3cc de H2O2 con concentración fija (usted la determinará), observar. Repetir el procedimiento con la misma fruta o tubérculo, pero con diferentes temperaturas, 30°C y 60°C, por ejemplo. Registrar las observaciones. Parte B: catalizadores inorgánicos. 1. En otros 3 tubos de ensayo debidamente rotulados, agregar en cada uno 3cc de H2O2 con diferentes concentraciones (usted las determinará) y adicionar una pequeña cantidad de MnO2. Anotar sus observaciones y justificar los procesos. RESULTADOS ESPERADOS Establecer cómo se relacionan los resultados de los experimentos con la teoría de cinética molecular. CONCLUSIONES Se determina el efecto de la temperatura en los procesos, plantee una hipótesis de la experimentación. Se establece la acción de una enzima y de un catalizador químico RECOMENDACIONES Tener cuidado en el manejo de residuos peligrosos que se generan durante las prácticas habituales de laboratorio. OBSERVACIONES Se puede modificar el procedimiento de la práctica en base a la disposición de reactivos PRÁCTICAS DE LABORATORIO 209 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 8 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA PREPARACIÓN DE SOLUCIONES OBJETIVOS Adiestrar en la preparación de soluciones tituladas MATERIALES Y REACTIVOS Balón de aforo, frasco lavador, papel filtro, balanza analítica, embudo de caña, pipeta volumétrica, bureta, soporte universal y accesorios, vasos de precipitación, sales y ácidos disponibles, agua destilada. PROCEDIMIENTO Preparación de una solución de permanganato de potasio KMnO4 concentración 10g/L. El volumen que se preparará es 100cc todos los cálculos se ajustan a este requerimiento. Los gramos de KMnO4 se introducen en un balón de aforo, se añade agua hasta la mitad del balón, se agita de forma circular hasta que se disuelva el KMnO4; se añade mas agua destilada hasta la proximidad de la línea de enrase, finalmente con la pipeta dejar caer gotas de agua y ajustar el volumen hasta la línea de enrase, considerando el menisco cóncavo del volumen en el cilindro. Preparación de 500cc de una solución de HNO3 1N.- Para preparar la solución necesitamos el equivalente químico del HNO3 que para este caso es 63g. Como se preparará 500cc se pesará 31,5g de HNO3 químicamente puro. NOTA: Se deberá considerar la pureza del ácido para preparar la solución. RESULTADOS ESPERADOS Conocer la concentración química de diferentes sustancias (Ácidos, bases, sales) CONCLUSIONES Se preparan soluciones valoradas en concentración física y química RECOMENDACIONES En la preparación de soluciones tener presente que siempre los ácidos se colocan sobre el agua. (El fuerte sobre el débil) OBSERVACIONES Todas las sustancias son causticas y se debe tener las precauciones del caso, usar el equipo necesario de protección de acuerdo a la normativa del laboratorio ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 210 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 9 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA LEYES DE LOS GASES OBJETIVOS Reconocer las leyes de los gases y sus variables: presión, volumen y temperatura MATERIALES Y REACTIVOS Balón, mechero bunsen, pinza universal, soporte universal, soparte de hierro con malla de asbesto, nuez, tapón horadado de caucho, tubo de desprendimiento, manguera, tubo de ensayo, vaso de precipitación de 1000cc PROCEDIMIENTO Determinación del volumen del aire al variar la temperatura y presión. - Armar el soporte universal de tal forma que la pinza universal esté sujeta al soporte y sostenga el balón que está introducido en un vaso de 1000cc con agua (baño maría) que a su vez se asienta en un soporte de hierro con una malla de asbesto, posteriormente se tapa el balón con un tapón de caucho horadado conectado al tubo de desprendimiento y a su vez a una manguera que se introduce en un tubo de ensayo que contiene agua. Calentar el sistema de baño maría hasta ebullición, al inicio aparecerán ciertas burbujas de aire en el tubo de ensayo. Mantener el balón en el baño hasta que el aire contenido en el adquiera la temperatura del agua. Nos preguntamos: ¿Qué sucede en cuanto a los valores presión del vapor del baño, presión del gas aire del balón y la presión atmosférica? Cuando se iguala la temperatura, cerramos la manguera con una pinza de Hoffman, tomamos la temperatura del baño caliente y la presión del laboratorio, retiramos el balón del baño y le introducimos invertido en un recipiente grande que contiene agua a la temperatura ambiente, una vez introducido se abre la pinza de Hoffman. Pregunta: ¿Qué se observa? ¿A qué se debe este fenómeno? Continuar enfriando el balón por 5 minutos, colocarlo en posición invertida, el nivel del agua contenida en el debe ser igual al del baño, cuando los niveles son iguales cerra la pinza de Hoffman y sacar el balón del recipiente. Tomar la temperatura del baño frío y la presión del laboratorio. Sacar el tapón del balón y medir el volumen con una probeta, el volumen de agua representa el volumen de gas al enfriarse. RESULTADOS ESPERADOS Datos referentes a las variables: presión, volumen y temperatura y la relación de estas. CONCLUSIONES Se verifica en la practica la relación de las variables en estudio PRÁCTICAS DE LABORATORIO 211 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 10 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA PUNTO DE FUSION OBJETIVOS Establecer el efecto de la temperatura en los puntos de fusión y ebullición y los cambios de estado MATERIALES Y REACTIVOS Soporte universal, trípode, mechero bunsen, vaso de precipitación, 2 pinzas para soporte, tubo de ensayo, termómetro, pedazo de goma o elástico, luna de reloj, tubos capilares, pedazos de varilla de vidrio, malla de asbesto, agua, C2H5OH; sustancias sólidas problema. PROCEDIMIENTO Triturar la sustancia sólida problema en una luna de reloj e introducir en un tubo capilar hasta una altura de 2 a 3 mm. El tubo capilar con la sustancia problema se sujeta al termómetro mediante una banda de caucho, liga o elástico, de tal forma que quede a la altura del bulbo del termómetro. En un soporte universal se coloca un vaso de precipitación con agua corriente en un trípode o anillo y con una malla de asbesto, se introduce el termómetro con el tubo capilar hasta unos 2cm de la base del vaso y se procede a calentar con un mechero bunsen, el proceso sería como un baño maría. Para este caso se utiliza como baño agua por lo que la sustancia problema tiene un punto de fusión un valor inferior a 90°C. Se puede utilizar otros baños como la vaselina para determinar puntos de fusión inferiores a 200°C o como el H2SO4 para puntos de fusión inferiores a 300°C RESULTADOS ESPERADOS Los puntos de fusión de diferentes sustancias CONCLUSIONES Importante tener atención al punto exacto del cambio de estado sólido-líquido (fundición) y la lectura del termómetro en este instante. OBSERVACIONES Se pueden hacer mínimo 2 lecturas para sacar la media de los datos ERNESTO DELGADO FERNÁNDEZ 212 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 11 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA PUNTO DE EBULLICIÓN OBJETIVOS Determinar el punto de ebullición MATERIALES Y REACTIVOS Soporte universal, trípode, mechero bunsen, vaso de precipitación, 2 pinzas para soporte, tubo de ensayo, termómetro, pedazo de goma o elástico, luna de reloj, tubos capilares, pedazos de varilla de vidrio, malla de asbesto, CCl4; agua, C2H5OH; sustancias sólidas problema. PROCEDIMIENTO Colocar en un tubo de ensayo 5cc de CCl4 y pequeños pedazos de vidrio de varilla o núcleos de ebullición, lo que permite observar de mejor manera la ebullición, colocar el tubo de ensayo en un soporte universal sujeto a una pinza universal, introducir en el tubo un termómetro con un tapón de goma de tal forma que cubra la boca del tubo de ensayo. Se introduce el sistema (tubo más termómetro) en un vaso de precipitación que contiene agua, a una distancia de 1 CM de la base del vaso y que está dispuesto en un trípode metálico con una malla de asbesto. Se procede a calentar lentamente hasta determinar el punto de ebullición de la sustancia problema (CCl4). Se puede proceder de la misma forma para determinar el punto de ebullición de diferentes sustancias. Pregunta: ¿Es igual el punto de ebullición del agua corriente y agua destilada? RESULTADOS ESPERADOS Los puntos de ebullición de diferentes sustancias CONCLUSIONES Importante tener atención al punto exacto en que se llega al punto de ebullición OBSERVACIONES Se pueden hacer mínimo 2 lecturas para sacar la media de los datos PRÁCTICAS DE LABORATORIO 213 UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO ASIGNATURA QUIMICA INORGÁNICA LABORATORIO PRÁCTICA No: 12 FECHA PROGRAMADA: QUÍMICA GENERAL NOMBRE DEL DOCENTE TITULO DE LA PRÁCTICA DESTILACIÓN SIMPLE OBJETIVOS Separar sustancias mediante procesos de vaporización-condensación MATERIALES Y REACTIVOS Mechero bunsen, refrigerante, balón de destilación, soporte universal, trípode de hierro, malla de asbesto, pinza universal, tubo acodado, tapón de caucho horadado, frasco lavador, porta tubos, 7 tubos de ensayo, 2 vasos de precipitación de 500cc; probeta, pedazos de varilla de vidrio. NaCl; KMnO4; K2Cr2O7; soluciones de HCl al 10% heliantina y AgNO3 PROCEDIMIENTO Destilación simple. – Armar un sistema de destilación simple, con un balón que se coloca en el trípode y sujeto al soporte universal, el balón se tapa con el tapón, el tubo de desprendimiento se introduce en el tubo de ensayo y el tubo en un matraz con agua. En un vaso de precipitación disolver 1g de NaCl en 100cc de agua, seguidamente verter la solución en el balón de destilación con los pedazos de vidrio de varilla, calentar hasta ebullición. Recoger 5cc del destilado y añadir 5 gotas de AgNO3 ¿Qué sucede y por qué? Repetir el procedimiento hasta que no haya que no haya enturbiamiento alguno. Justificar el procedimiento RESULTADOS ESPERADOS Separar los componentes de una muestra por destilación CONCLUSIONES La destilación es un método de separación de sustancias RECOMENDACIONES Hacer la destilación y separación de líquidos azucarados como el jugo de caña de azúcar fermentado. Utilizar el aparato de destilación simple OBSERVACIONES Tener presente los tipos de destilación y sus principios: Principalmente (Destilación simple, fraccionada y por arrastre de vapor) Bibliografía Babor-Ibarz Marín ISBN 10: 8471029979 / ISBN 13: 9788471029973 Química General Moderna [Hardcover] Bruni, G. (1964). Química general (No. 540 B8361q Ej. 1). Hispano americana. Brown, L., & Bursten, M. (2014). Woodward Química la ciencia central. Pearson Educación. Brown, T. L., LeMay Jr, H. E., Bursten, B. E., & Burdge, J. R. (2004). Química: la ciencia central. Pearson educación. Beyer, L., & Fernández, H. V. (2004). Química inorgánica. https://bibliotecas. ups.edu.ec:2708 Biasioli, G.D., Weitz, C.D., & Chandías, D.O. (1980). Química orgánica. Kapelusz. Cotton, F.A., & Wilkinson, G. (1978). Química inorgánica. Libros Técnicos y Científicos. Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (2016). Química inorgánica básica/f. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson (No. 546 C678.). Cruz Sosa, Enrique de la. 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