UNIVERSIDAD AUTONOMA
DE
NUEVO LEON
PREPARATORIA
No. 2
m s .
2
R A M I R O V A Z Q U E Z G A L L E G O S
J O S E A N G E L M O R E N O L O P E Z
DDI
.2
as
1020115374
UNIVERSIDAD AUTONOMA DE NUEVO LEON
ESCUELA PREPARATORIA No. 2
Q U I M I C A 2
PRFR. JOSE ANGEL MORENO LOPEZ
PROFR. JOSE BLAS I. TERRAZAS V.
^ru^wam-UNIVERSIDAD AUTONOMA DE NUEVO LEON
La presente edición fue elaborada para los alumnos
de la Universidad Autónoma de Nuevo León, de acuer
do al programa aprobado por la Comisión Académica
del H. Consejo Universitario, en Julio de 1982.
3era. Edición - Enero, 198P
Ediciones Preparatoria No. 2
Monterrey, N.L., México.
Elaborado por: Profr. José Angel Moreno López
AGRADECIMIENTO
Nuestra más sincera gratitud, ai Señor Director de la Pre
paratoria No. 2 de la U.A.N.L. Ing. Ramiro Vázquez
Gallegos, por haberme brindado la oportunidad y el
-apoyo necesario para la elaboración del presente
li-bro .
Profr. José Angel Moreno López.
D E D I C A T O R I A
Con cariño a mis hijos:
Paola, Nadia, Juan Angel
y Angel Adán.
A mi esposa:
Elizabeth Nohemí
José Angel Moreno López
Con cariño a mis hijos:
David Yradier, Saúl Daniel
y Noé Israel.
A mi esposa:
Guadalupe
I N D I C E
U N I D A D I Pag.
NOMENCLATURA
Concepto de Nomenclatura 25
Nomenclatura Trivial y Sistemática 25
Clasificación de los Compuestos Químicos 27
Nomenclatura de Acidos 28
Nomenclatura de Bases 31
Nomenclatura de Sales 32
Nomenclatura de Oxidos 37
Acidos, Bases y Sales 39
Neutralización 42
Iones, Cationes y Aniones 43
Funciones Químicas 53
Ejercicios de Nomenclatura 55
U N I D A D II
REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS.
Reacciones Químicas 63
Ecuación Química 63
Clasificación de las reacciones químicas 65
U N I D A D II Pag.
Balanceo de Ecuaciones Químicas 76
Método de tanteo 7 6
Reacciones de Oxidación-Reducción 78
Balanceo de ecuaciones por el método de Oxi- 88 dación-Reducción (Redox)
U N I D A D III
ESTEQUIOMETRIA
féstequiometría 99
Ley de la Conservación de la Materia loo
Ley de las Composiciones Definidas 101
Ley de las proporciones Múltiples 102
Concepto de Mol 104
Número de Avogadro , 105
Aplicación del concepto del Mol a Moléculas 108 y Compuestos
Composición porcentual de una fórmula 113
Fórmula Empírica y Molecular 114
Cálculos estequiométricos a partir de reaccio 124 nes químicas. Uso del factor molar
Cálculos de Mol a Mol 129
Cálculos de Masa a Masa 130
Reactivo Limitante y Reactivo en exceso 132
U N I D A D III Pag,
Cálculos de Masa--Masa--Reactivo limitante 135
Problemas 137
Número atómico y mentos
masa atómica de los ele- 141
INTRODUCCION
Algunos temas a tratar en Química Inorgánica,
referentes al segundo semestre, tales como:
nomen-clatura, estequiometría y balanceo de
ecuaciones,-representan para el alumno ciertas dificultades.
Con la finalidad de que el estudiante
cuente-con material de apoyo para éstos temas y los demás
del curso, se ha escrito la presente
obra,esperan-do que sirva para que se logren los objetivos
que-se marcan en el Programa Oficial del
Bachillerato-Unico aprobado por el H. Consejo Universitario.
Profr. José Angel Moreno López
PROGRAMA DE QUIMICA 2
SEGUNDO SEMESTRE
OBJETIVO GENERAL: El alumno aplicará el lenguaje de
la Química y el concepto del mol en la
realización-de cálculos estequiométricos que involucren la reía
ción materia-energía.
OBJETIVOS PARTICULARES OBJETIVOS ESPECIFICOS
Unidad 1 Tiempo: 12 fre
-cuencias
NOMENCLATURA
Al terminar la
unidad,elalurnno: Aplicará las re
glas de nomenclatura en
los compuestos químicos
-inorgánicos.
El alumno:
/ - Definirá el concepto
de nomenclatura.
¿ Diferenciará entre
-nomenclatura trivial
y sistemática.
•J - Clasificará a los
--compuestos
químicos-considerando el núme
ro de elementos dife
rentes que los
inte-gran .
/ - Utilizará las reglas
de la
nomenclatura-para nombrar represen
tantes de cada
El alumno:
Utilizará las reglas de no
-menclatura para nombrar
com-puestos básicos.
* Utilizará las reglas de n o menclatura para nombrar sa
-les.
' Utilizará las reglas de n o
-menclatura para nombrar
óxi-dos y anhídrióxi-dos.
? " Diferenciará entre ácido, ba se y sal.
9 " D i fe r e n c i a r á entre ácidos bi
narios y ácidos ternarios
Definirá la reacción de
neu-tralización .
" " Explicará la importancia
de-la reacción de neutraliza —
ción como fuente de sales
Señalará la diferencia entre
óxidos y anhídridos.
Definirá: ión, anión, ca
-tión.
f i
3 ~
Unidad 2 Tiempo:12 fre
cuencias
REACCIONES Y ECUACIO - /
CIONES QUIMICAS.
Al término de la uni
-dad, el alumno: t
Conocerá los d i f e r e n —
tes tipos de
reacción-química y la forma de- ¿
representarla.
Aplicará los
diversos-métodos de balanceo en ¿
la misma.
alumno:
Enlistará los aniones y
ca-tiones más comunes.
Distinguirá entre una
reac-ción y una ecuareac-ción química.
Representará las reacciones
químicas por medio de
ecua-ciones .
Diferenciará cada uno de
--los tipos de reacciones quí
micas.
Diferenciará entre reactivos
y productos en una ecuación
química.
Mencionará los factores que
alteran la velocidad de una
reacción química.
Empleará los diferentes méto
dos para balancear las ecua
ciones químicas.
a) Tanteo
EXAMEN DE MEDIO CURSO El alumno:
Unidad 3_ Tiempo: 18 fre — , - Definirá el concepto
cuencias. estequiometría.
ESTEQUIOMETRIA z - Enunciará las
leyesAl término de la unidad,el de conservación de
-a l u m n°: la materia, composi- "
Aplicará los p r i n c i p i o s — ción constante y pro
etequiométricos en la rea- porciones múltiples,
lizacion de cálculos quími j - Explicará el
concep-c o s* to de mol y su
rela.ción con el número
-de Avogardo.
Y ~ Resolverá
problemas-sobre conversión
de-moles a masa y
vice-versa, para elementos
y compuestos.
~ Determinará la compo
sición pocentual
dé-los elementos que in
tegran una sustancia.
c~ Diferenciará entre
fórmula empírica y
-fórmula molecular.
1 - Determinará la fórmu
la empírica de un
--compuesto dada su compisi —
ción porcentual en peso.
El alumno:
S - Determinará la fórmula
mole-cular de un compuesto,
dada-su ffmula empírica y dada-su peso
molecular experimental.
- Resolverá problemas sobre re
laciones ponderales en las
-reacciones químicas.
- Diferenciará entre
reactivo-limitante y reactivo en exce
so.
>, Calculará el reactivo limi
-tante en una reacción
O B J E T I V O G E N E R A L
El alumno aplicará el lenguaje de la Química
-y el concepto de mol en la realización de cálculos
estiquiométricos que involucran la relación materia
U N I D A D I
N O M E N C L A T U R A
O B J E T I V O P A R T I C U L A R
Al terminar la unidad, el alumno aplicará las
-reglas de nomenclatura en los compuestos químicos
U N I D A D I
NOMENCLATURA:
La Química es una ciencia en la cual se manejan
gran cantidad de símbolos de elementos que dan lugar
a fórmulas de una inmensa variedad de compuestos los
cuales para que se puedan entender mundialmente se
-requiere de un sistema o conjunto de reglas que
tengan aplicación universal o sea que se entiendan en
-todos los países y en todas las lenguas o idiomas.
A este conjunto de reglas que se siguen para —
dar el nombre a los diferentes compuestos químicos
se le denomina Nomenclatura, la cual está basada
ac-tualmente por la UIQPA
Estas reglas se aplican a los compuestos según
-la función química q u e tengan; así podemos hab-lar de
nomenclatura, de óxidos, bases o hidróxidos, sales
-anhídridos y compuestos orgánicos.
NOMENCLATURA TRIVIAL Y SISTEMATICA
Históricamente a muchos compuestos químicos
se-les ha asignado nombres que carecen de lógica y
que-no proporcionan información sobre su composición, ya
que esa denominación proviene del tiempo en que no
-existían reglas para nombrarlos, a este tipo de nomi.
nación se le llama nomenclatura trivial, y como ejem
Nombres triviales y sistemáticos para algunos com
-puestos comunes.
Fórmula Nombre Trivial Nombre Sistemático
A 12 ° 3 alúmina . Oxido de aluminio
N a2B4071 0 H20 bórax Tetraboarato de
So-dio 10 aqua. CaC03
calcitur o mármol Carbonato de calcio
C a S 042 H20 Yeso
Sulfato de Calcio 2-aqua.
CaO Cal Oxido de calcio.
Na O H Lej ía
Hidróxido de sodio.
N H4C I Sal amoniáco
Cloruro de amonio.
NIaN03 Salitre
Nitrato de sodio..
3a (OH)2 Cal apagada
Hidróxido de calcio
:1 2H2 2 ° 1 1 Azúcar Sacarosa o[a -d-glu
cosa 1-B-d-f ructós-'
do (2,5,)!.
JaCl Sal
Cloruro de sodio, J
"Cuadro 1.1"
La nomenclatura sistemática es el conjunto de
las reglas establecidas por la UIQPA Unión Interna
cional de Química Pura y Aplicada dada a conocer
en 1962, aunque las primeras reglas para nombrar
-a los compuestos químicos fueron est-ablecid-as por
Lavoisier y Morveaurn en 1784.
CLASIFICACION DE LOS COMPUESTOS QUIMICOS
A los compuestos químicos los podemos clasifi
car según el número de elementos que lo integran y
su función química o propiedades que tienen dichos
compuestos.
Según los elementos que lo integran los com
-puestos los vamos a dividir en:
a).- BINARIOS: Cuando están integrados por 2
elementos ejemplo: HC1, NaCl, K20 , C 02. . . .
b).- TERNARIOS: Cuando están constituidos por
3 elementos como: H2C 04, H N 03, K N 03, etc.
c).- CUATERNARIOS: Cuando están formados por
NOMENCLATURA DE ACIDOS
Los ácidos inorgánicos tienen la característi
ca de tener al principio de su fórmula hidrógeno
estos compuestos los clasificaremos en binarios ó
hidrácidos y ternarios u oxiácidos.
NOMENCLATURA DE ACIDOS BINARIOS
Los ácidos binarios están constituidos por
hi-drogeno y un no metal, estos deberán estar en
solu-ción acuosa como todos los ácidos. Para nombrar
es-tos compueses-tos se escribe primero la palabra
ácido-y después el nombre del no metal con la terminación h i d n c o ; p o r e j e m p l o :
El HC1 es un ácido binario, es ácido por estar
formado por hidrógeno y no metal cloro, es
binario-Por estar formado por dos tipos distintos de átomos
El HC1 tiene por nombre ácido clorhídrico.
NOMBRA LOS SIGUIENTES ACIDOS
FORMULA
H2S
HBr
HF
NOMBRE
NOMENCLATURA DE ACIDOS TERNARIOS U OXIACIDOS
Estos compuestos están formados por tres tipos
diferentes de átomos y están constituidos por hidró
genos y un ION poliatómico.
Para nominarlos se utilizan las siguientes
re-glas .
1).- Se escribirá primero la palabra ácido.
2).~ Si el radical o ION poliatómico.que lo
--integra tiene diferente cantidad de oxígeno.
a).- Tendrá la terminación ICO cuando tenga más
oxigeno.
b).- Tendrá la terminación OSO cuando tenga m e
nos oxígeno.
3). En algunos casos en los que existan más
de dos formas de un m i s m o radical por la cantidad
-de oxígeno que contengan, se utilizaran prefijos co
m o Per cuando sea la mayor cantidad de oxígeno y el
prefijo Hipo cuando contenga el radical menos oxí
ESCRIBE LA FORMULA Y EL NOMBRE DE LOS SIGUIENTES ACI
DOS QUE SE FORMAN CON EL HIDROGENO Y LOS RADICALES
DADOS.
Iones H+l Folia
tómicos
FORMULA N O M B R E
S 04- 2 H 2 s o 4
Acido Sulfúrico
S 0 3 - 2
N O ¡X
NO3-I
C 1 0 ¡1
c l 0¡1
c i o ^ 1
C I O " 1
P 04~3
P 0 3 - 3
C 0 3 - 2
NOMENCLATURA DE BASES HIDROXIDOS
Anteriormente mencionamos que las bases esta
-ban constituidas por un metal o ION amonio y el ra
dical o ION poliatómico(OH) hidróxido. Estos com —
puestos para nombrarse se utilizan las siguientes
-reglas.
1).- Se escribe la palabra hidróxido.
2).- Se escribe el nombre del ION positivo.
FORMA LOS SIGUIENTES HIDROXIDOS Y ESCRIBE SU NOMBRE
r O H "1
[on
Positivo
FORÎ4ULA N O M B R E
K+ 1 KOH Hidróxido de Potasio
C a+ 2
M g+ 2
C u+ 1
C u+ 2
P b+ 2
P b+ 4
N a+ 1
B a+ 2
NOMENCLATURA DE SALES BINARIAS
Para nombrar las sales binarias se utilizan las siguientes reglas.
1).- Se escribirá primero el nombre del ION
no-metálico con la terminación URO.
2).- Se escribe el nombre de ION metálico.
COMPLETA EL SIGUIENTE CUADRO
C l1 Br"1 s "2 i"1
C a2 + CaCl2 13 25 37
N ai + 2 14 26 38
C u+ i 3 15 27 39
C u+ 2 4 16 28 40
A l+ J 5 17 29 41
K+ i 6 18 30 , 42
7 19 31
43
S n+ 4 8 20 32 44
B a+^ 9 21 33 4 5
M g+ 2 10 22 34 46
Li+1 11 23 35 47
S r - 12 24 36 48
ESCRIBE LOS NOMBRES DE LAS SALES QUE FORMASTE EN EL CUADRO ANTERIOR
1.-2.-
19.-3.- 2 0 .
-4.- 2 1 .
-5.- 2 2 .
-6.-
23.-7.- 24
25.2 6 .
-1 0 . -
27.-1 27.-1 . - 2 8 .
-1 2 . -
29.-13.-
30.-14.-
31.-15.- 32
1 6 . - 3
.-37.- 44
.-38.-
45.-39.-
46.-40.-
47.-41-- 48.
NOMENCLATURA DE SALES TERNARIAS U OXISALES
Las sales ternarias, las cuales están consti
tuidas por hidrogeno y un radical o ION poliatómi
-co, para nombrarlas utilizaremos las siguientes
re-glas.
1).- Escribir el nombre del radical dándole:
a).- La terminación ato, si el radical
contie-ne mayor cantidad de oxígeno.
b) .- La terminación ITO si el radical
contiene-menos oxígeno.
2) .- En caso de que existan radicales con más
de 2 cantidades diferentes de oxígeno se utilizaran
los prefijos Per cuando sea la mayor cantidad de
-oxígeno y el prefijo Hipo cuando el radical conten
ga la menor cantidad de oxígeno.
3).- Se escribe el nombre del ION metálico.
34
EN EL SIGUIENTE CUADRO ESCRIBE LAS FORMULAS DE LAS SALES QUE SE FORMAN AL UNIR LOS METALES CON LOS RA DICALES DADOS.
S 04 2 s o3 2 N O3 1
N 021
A l+ 3 1 A I2( S O4)3
11 21 31
A l+ 3 1 A I2( S O4)3
N a+ 1
2 12 22 32
K+ 1
3 13 23 33
K+ 1
C a+ 2 4
1 4 24 34
C a+ 2 4
L i+ 1 5
15 25 35
P b+ 2 6 16 26
36
P b+ 4 7 17
27 37
P b+ 4
M g+ 2
8 18 28 38
M g+ 2
B a+ 2 9 19 29
39
A g+ 1
10 20 30 40
ESCRIBE EL NOMBRE DE LAS SALES TERNARIAS QUE FOR -MASTE EN EL CUADRO ANTERIOR.
1.-
4.-2.-
6.-OXIDOS METALICOS
Estos compuestos están constituidos por un ION
metálico y oxígeno. Los óxidos tienen la
propiedad-de que al combinarse con el agua producen bases, —
las cuales podemos identificar con los
indicadores-antes mencionados.
NOMENCLATURA DE OXIDIDOS
1).- Se escribe la palabra óxido.
2) .- Se escribe el nombre de ION metálico.
En el siguiente cuadro, obten la fórmula del
óxido respectivo al unir el oxígeno con los iones
-metálicos dados.
^ \ O x í g e n o2
EON ~ Metálico
F O R M U L A N O M B R E
M g+ 2 MgO Oxido de Magnesio
P b+ 2
P b+ 4
A g+ 1
" Sn*2
S n+ 4
B a+ 2
OXIDOS NO METALICOS O ANHIDRIDOS
Estos compuestos están constituidos por un no
-metal y oxígeno, los anhídridos al reaccionar con —
el agua producen los ácidos ternarios, para
nombrar-éstos compuestos se utilizan las siguientes, reglas:
D S e escribe la palabra anhídrido luego el nombre —
d e l no-metal terminado en ico si da lugar a un solo
•ácido..."-2)Si da lugar a dos ácidos la terminación del
no-me-tal será oso para el m e n o s oxigenado e ico para el
"... m á s oxigenado.
5 02 .anhídrido sulfuroso o dióxido de azufre.
5 03 anhídrido sulfúrico o trióxido de azufre.
C 02 anhídrido carbónico o dióxido de carbono.
N203 anhídrido nitroso,.
- N2Q5a n h í d r i d o nítrico.
ACIDOS BASES Y SALES
Los compuestos químicos los podemos identifi
-car por su función química, en los ácidos la
fórmula de estos se caracteriza por tener al principio
-hidrógeno, las bases o hidróxidos en cambio se c a —
racterizan por tener en su fórmula el ION poliatómi.
co o radical (OH) llamado hidróxido y las sales se
caracterizan por estar constituidas por un metal
y-un no metal y en lugar de y-un no metal y-un ION poliató
mico o radical excepto el OH o hidróxido.
EJEMPLOS
ACIDOS
HC1
H2S O4
HNO-,
H3P O4
BASES
NaOH
KOH
N H4O H
Ca (OH)
SALES
NaCl
KC10_.
N ao¿S 0 1
CaCl
Por definición un ácido es una sustancia
dona-dora de protones y también podemos decir que es una
solución acuosa de compuestos que contienen hidróge
Estas sustancias tienen la caracterísitica
deque con los indicadores deque son sustancias orgáni
-cas que sirven para detectar ácidos y bases se
com-portan de la siguiente manera: El papel tornasol —
azul cambia a rojo en presencia de un ácido y c o n —
fenolftaleina no se colorea, en cambio con el ana
-ranjado de metilo se colorea de rojo.
OTROS EJEMPLOS DE ACIDOS
HBr H N 02
HF H C 1 03
HI . - H C 1 02
H2S H2S O4
Una base por definición es una sustancia
acep-tora de electores y que en solución acuosa
aumenta-el número de IONES Hidróxido.
Las bases tienen la característica de c o m p o r —
tarse con los indicadores de la siguiente forma: con
el papel tornasol rojo cambió a color azul,con la
-fenolftaleina se colorea purpura y con el
anaranja-do de metilo no se colorea.
EJEMPLOS DE BASES 0 HIDROXIDOS
KOH Pb(OH)
2
NaOH Fe(OH)
Mg (OH) 2 ' Sn(OH)4
A l ( O H )3 LiOH
Las sales se definen como compuestos formados
a partir de que el hidrógeno de un ácido es
susti-tuido por ION m e t á l i c o o el ION poliatómico amonio
(NH^) y un ion no metálico o un ion poliatómico.
EJEMPLOS DE SALES BINARIAS Y TERNARIAS
NaCl
P b ( N O 3 )2
C a S 04
KMnO 4
NEUTRALIZACION
Las reacciones de neutralización se realizan
-cuando un ácido reacciona con una base o
hidróxidopara producir un compuesto de características neu
tras, o sea, que no tendrá las características de
-ácidos ni de bases, como los que mencionamos al
principio de la unidad; con respecto a los indicado
res, a este producto de la reacción de un ácido con
una base le llamaremos sal, además de este producto
en la reacción de neutralización se obtiene agua.
Acido + Base ^ Sal + Agua
Las sales que se produzcan tanto binarias como
ternarias, dependerán de los ácidos que reaccionen;
para obtener una sal binaria tendrá que entrar en
-combinación un ácido binario ejemplo.
HCl + KOH KC1 + ' H20
Para tener una sal ternaria intervendrá en
la-reacción un ácido ternario.
H2S 04 + NaOH N a2S 04 + H20
En toda reacción de neutralización siempre
in-terviene el ion H+ por parte del ácido y el ion —
OH por parte del hidróxido o base, lo cual pode
-gaos representar de la siguiente manera:
H+1 + O H "1 H2O
En la unidad IV del primer semestre estudia
--mos el concepto de número de oxidación, el cual
lo-definimos como la carga aparente que tiene un átomo
al combinarse, éste concepto lo relacionaremos
ahora con el concepto de ion, el cual lo definiremos
-como un átomo o grupos ligados de átomos con
cárga-j^fctr^P^ puede ser positivo o negativo.
Cuando s'éan positivos los llamaremos Cationes
y cuando sean negativos los llamaremos Aniones.
Los cationes se forman cuando el átomo
pierdeelectrones y esto provoca que exista una diferen
-cia entre la cantidad de protones y electrones
enel átomo, ya que nosotros sabemos que los átomos
-son eléctricamente neutros, en el caso de los catio
nes la cantidad de protones es mayor, que la canti
dad de electrones por ejemplo, el sodio tiene como
átomo once protones y once electrones los cuales
-se encuentran distribuidos en tres niveles, en
el-primer nivel se encuentran 2 electrones, en el
se-gundo 8 electrones y en el tercer nivel un elec —
trón, si éste último electrón es arrancado
existi-rán entonces 11 protones y 10 electrones y
tendre-mos una diferencia de un protón por lo que podetendre-mos
ATOMO DE SODIO ION SODIO
O $±*£>pi£-n •' o • ovi i XtK3
Podemos concluir que generalmente se forma un
catión .c'ca.. do al átomo se le arrancan electrones de
su último nivel.
LISTADO DE ALGUNOS CATIONES
Cationes uno Positivo
NOMBRE SIMBOLO
Hidrógeno H+
Potasio K+
+
Sodio Na
T • • -y- • +
Litio Li
Plata A g+
Cobre C u+
Mercurio H g+
CATIONES DOS POSITIVO
NOMBRE SIMBOLO
_ ++
Bario B a
Calcio C a
Cadmio Cd
Magnesio M9
Niquel Ni ++
Estroncio S r
NOMBRE SIMBOLO
„ ++
Zinc Z n
^ + +
Cobre Cu
Fierro F e + +
Plomo 0 ++
Estaño S n
Mercurio
CATIONES TRES POSITIVO
NOMBRE SIMBOLO
a i + + +
Aluminio A 1
• ++ +
Bismuto B l
_ +++
CATIONES CUATRO POSITIVO NOMBRE ESTAÑO PLOMO SIMBOLO ++++ Sn
Pb ++++
Los aniones como lo hemos m e n c i o n a d o
anterior-m e n t e son iones con carga negativa y se foranterior-man cuan
do los átomos ganan electrones y existe una diferen
cia entre la cantidad de protones y electrones,
observándose claramente que la cantidad de
electro-nes es mayor que la cantidad de protoelectro-nes y así
ten-dremos un anión por ejemplo el cloro tiene 17 proto
nes y 17 electrones, que están distribuidos en tres
niveles de la siguiente m a n e r a , 2 electrones en
el-primer nivel, 8 en el segundo y 7 en el tercero,
--al ganar un electrón el átomo de cloro quedará
con-18 electrones y 17 protones dando lugar a un ion —
1 negativo, o sea que el cloro sería un anión 1
ne-gativo llamado comunmente cloruro.
A t o m o de Cloro Ion Cloro
Anion
ANIONES UNO NEGATIVO
NOMBRE
Bromo
C l o r o
Fluor
Iodo
N O M B R E
Oxígeno
Azufre
N O M B R E
Nitrógeno Fósforo SIMBOLO -1 Br - 1 Cl
F- 1
-1
NOMBRE DEL ANION
Bromuro
Cloruro
Fluoruro
Ioduro
ANIONES DOS NEGATIVO
SIMBOLO N O M B R E DEL ANION
- 2
- 2
O x i d o
Sulfuro
ANIONES TRES NEGATIVO
SIMBOLO NOMBRE DEL ANION
N -3
-3
Nitruro
Fosfuro
Por definición de los iones también son grupos
ligados de átomos que tienen carga eléctrica, éstos
grupos de átomos o agregados de átomos están unidos
por enlaces covalentes y debido a que tienen carga
on denominados iones y no moléculas, a estos iones
constituidos por dos o más átomos unidos por e n l a
-ces covalentes se les denomina iones poliatómicos.
IONES POLIATOMICOS UNO NEGATIVO
NOMBRE FORMULA DEL ION' POLIATOMICO
^e ta t o C2H302 ~1
Hipoclorito C10~1
Clerito ' C 1 02- l
Clorato C 1 03 ~1
Per clorato c l 0 4-1
Cianuro CN-"*"
Bicarbonato HCO 3
Bisulfito H S 03- 1
Bisulfato H S 04- 1
Hidróxido O H- 1
fermanganato MnO -1
NOMBRE
Nitrito
Nitrato
FORMULA DEL ION POLIATOMICO
N O2- I
NO3-I
ANIONES POLIATOMICOS DOS NEGATIVO
NOMBRE FORMULA DEL ION POLIATOMICO
Carbonato
Cromato
Dicromato
Sulfato
CO3-2
C r 04 -2
C r20?- 2
Suifito
NOMBRE
Fosfato
Fosfito
NOMBRE
Amonio
S 04- 2
S 03- 2
ANIONES POLIATOMICOS TRES NEGATIVO
FORMULA DEL ION POLIATOMICO
-3 PO
PO -3
CATION POLIATOMICO
FORMULA DEL ION
CATIONES PRINCIPALES: (Metales positivos): NOMBRE Hidrógeno Potasio Sodio Litio Plata Cobre Mercurio Bario Calcio Cadmio Magnesio Estroncio Zinc Níquel Fierro (Hierro) Plomo Estaño Aluminio Bismuto Antimonio Cromo Arsénico
SIMBOLO VALENCIAS (EDO.DE OXIDACION)
+
+
+ Na
Li +
+ A g Cu Hg Ba Ca Cd Mg Sr Zn
M • + +
Ni + + + + + + + + + + + + + + + + Fe Pb
+ + 3
+ + 4
+
+
S n+ + 4
A l+ + +
B i+ + +
+ + + + Sb Cr As + + + + + +
j*
i+ i+ i+I^(cuproso) 2 (cúprico) I (mercuroso)2(mercúrico) 2+ (ferroso) (plumboso; 3(férrico) 4(plúmbico]
(estanoso) 4 (estánico)
5 3 (arsenioso)5(arsénico)
ANIONES PRINCIPALES: NOMBRE SIMBOLO Bromuro Cloruro Floruro Yoduro Sulfuro Oxido Fosfuro Nitruro Br Cl" F~ I~ S= 0= p" N" RADICALES PRINCIPALES NOMBRÉ FORMULA Hipoclorito Clorito Clorato Perclorato Nitrito Nitrato Bisulfito Bisulfato Bicarbonato Permanganato Cianuro Hidróxido CIO" CIO; CLO"
CIO-N02
-N 03
NSO" HSO^ HCO" MnO^ CN~ OH" (Metales negativos).
VALENCIAS (EDO.DE OXIDACION)
1~ 1~ 1~ 1~ 2 2 " 3"
VALENCIAS (negativas).
-1 l" -1 l" -1 l" -1 1" -1 -1 l" -1 -1 1 -1
-1 1
-1 1
-1 1 -1 -1 1
1 -1 -1 1
1020115374
RADICALES PRINCIPALES:
«ti tof1
«ut
NOMBRE
Sulfito
Sulfato
Carbonato
Cromato
Dicromato
Fosfato
FORMULA
so:
so4
C 03
CrO:
C r2 ° 7
P O4
-VALENCIAS (negativas)
2 ~
2"
2 ~
2 ~
2 ~
3~
RADICAL POSITIVO:
Amonio NH +
¡IBW"
FUNCIONES QUIMICAS
Los diferentes compuestos químicos se obtienen
reaccionando elementos o compuestos específicos, —
para obtenerlos se siguen ciertas reglas generales.
Observando el siguiente cuadro podremos
comprender-que el combinar un metal con el oxígeno obtendremos
un óxido metálico que al unirlo con el agua produci
rá un hidróxido o base y por otra parte, si un no
-metal se combina con oxígeno se obtendrá un óxido*-—
Metal + Oxígeno—«-Oxido metálico + Agua.—=—*fíase
- + Aaua
No metal + Oxígeno—>Oxido nó metálico -HrAgua-»AAc ido
no metálico o anhídrido que al unirse con el agua
-producirá un ácido y por último, si un ácido se une
con una base obtenderemos una sal más agua: a
estaúltima reacción se le denomina reacción de neutra
Ejemplo:
Metal + Oxígeno - O x i d o Metálico
Mg + 02 MgO
Oxido metálico + agua f-Hidróxido o Base
MgO + H20 ^ M g ( O H )2
Azufre + Oxígeno - O x i d o - n o metálico o Anhídrido
S + o2 ^so2
Oxido no metálico + Agua »-Acido
S 02+ H20 ^h 2 S 03
A c i d o + Base ^sal + Agua
H2S 03 + Mg (OH) 2 - ^M g So3 + H20
EJERCICIO: Escribe el nombre de los siguientes com
-puestos, e indica cuál es su función química:
rr ^ ,, H N 0o
H2C r 04 2
CuOH Mg (OH) 2
ZnS N a H C 03
H2C R2 ° 7 H C 1 04 —
A1P Sr (OH)
2
K2C 03 L i M n 04
SnO H M n 04
H g ( O H )2 Z n ( O H )2
F e C l2 K2C r2 ° 7
N a3P 04 C u C l2
H2S HF
N H4O H B a S 04
C r2( S 04)3 Pb(OH)2
H2S 04 KI
N i ( O H )2 B i ( O H )3
H B r H3P 04
K2C r 0 4 Ba( 0 H )2
EJERCICIO: Escribe el n o m b r e de los siguientes com
puestos, e indica cuál es su función química:
H2C O3
K2S O3
NaOH
HCX
K3P O4
LiOH
H C I O3
A I2S3
Z n ( N 03)2
AgOH
Cal'
K2S O4
M g ( N 03)2
H2S —
Fe (OH) 2
P b ( N 03) 2
HI
M g ( H S 04)
H3P O3
P b l2
F e C l3
Cu(OH)
C u C 03
KHSO
H3P O3
Ca (OH)
Ni (NO
HNO.
2 3
3
Cd(OH)
P b l4
A I2O3
HClO
Pb(OH)¿
C a H P 03
AgCl
Sb(OH)-CuSO
MGSO
EJERCICIO: Escribe el nombre de los siguientes
com-puestos, e indica cuál es su función química:
H I O3 H C I O2
B a C l2 Cu( N 03)2
N A2S 04 A 1 ( 0 H )3
Fe (OH)3 ^ N a N 03
NaCl A 1 ( H C 03)3
A g N 03 S n ( O H )2
H3P 03 C a C 03
C r ( O H )3 N H4O H
H g ( N 03)2 H I 02
HCN Co(OH) 3
C d C l2 N a2C 03
A s ( O H )5 B i p G 4
" ¿f)
r
n
fütt^n
0'JRFIÍF --- T±5B*)
Ohj
. (HO) ~ ~ x5x
/
r
U N I D A D II
REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS
O B J E T I V O P A R T I C U L A R
Al término de la unidad el alumno: conocerá
-los diferentes tipos de reacciones químicas y las
formas de representarlas, aplicará diferentes méto
REACCIONES QUIMICAS
Las reacciones químicas son procesos en las cua
les las sustancias, ya sean elementos o compuestos
-se unen para formar otras sustancias con
diferentes-características a las que le dieron origen. En las mac
ciones las moléculas,atemos o iones se combinan y se fornan — otras moléculas,átomos o iones diferentes con propiedades y ca raeterísticas distintas.
ECUACION QUIMICA
Las ecuaciones químicas son las r e p r e s e n t a c i o —
nes de las reacciones químicas, esta
representación-se realiza generalmente con las fórmulas de las
sus-tancias que intervienen en la reacción.
Una ecuación química está constituida por d e s
partes, la primera la forman los reactivos y la se
-gunda los productos que están separados por una
fle-cha que indica: igual, produce o se obtiene.
En una ecuación química la cantidad de r e a c t i
-vos debe ser igual a la de productos, tanto en
núme-ro de átomos como en mesa y así cumplirse la Ley
dela Conservación de dela Materia, dela que podemos enun
-ciar de la siguiente manera: "En toda reacción
Reactivos = Productos Reactivo ^ Productos
En una ecuación química pueden encontrarse los si
guientes símbolos como:
(ac) Solución acuosa
(s )
Sólido(g )
Gast
Gasi
PrecipitadoA
Calor— Reversible
Ej emplo:
N a 0 H( a c ) + H C 1( a c ) N a C 1 ( a c ) +
4HC1 + MnO C 12 + M n C l0 + 2 Ho0/ 1,
[ ) (g) 2 . 2 ( 1 )
(ac)
CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUIMICAS
Las reacciones químicas las podemos clasificar
de diferentes puntos de vista. Desde el punto de —
vista ingenier.il, la forma más útil de clasificarlas
es el que resulta al dividirlas de acuerdo con el
número y tipo de fases implicadas en el sistema. De
ésta manera las reacciones se clasifican en dos gru
pos: homogéneas y heterogéneas.
Reacción homogénea, es la que se efectúa en —
una sola fase.
Reacción heterogénea, la que para efectuarse
-requiere de dos o más fases.
Otra forma de clasificarlos es en: catalíti
ca, y nocatalíticas entendiéndose por catalíti
-cas, aquellos cuya velocidad es alterada por la pre
sencia de sustancias en los reactivos, pero., que no
son reactantes ni productos. A estas sustancias
se-les denomina catalizadores, las cuase-les actúan
como-mediadores, acelerando o retardando la velocidad de
reacción y a la vez pueden o no sufrir mínimas v a —
riac i onos.
Hay reacciones en las cuales se absorbe o se
-desprende calor. Desde este punto de vista las reac
Reacción exotérmica, son las que al
verificar-se producen calor:
Reacciones endotérmicas, son las que necesitan
absorber calor para producirse.
Las reacciones químicas, también se pueden cía
sificar en dos tipos, si tomamos en cuenta si hay
-o n-o -oxidación. Así las ecuaci-ones pueden ser de:
Oxidación-reducción (Redox)
Metátesis
De oxidaciónreducción, si hay cambio en sus
-números de oxidación.
De metátesis, si no sufren cambio los
números-de oxidación.
Otras formas de clasificar las reacciones es la que
toma en cuenta la forma de descomponerse un compues
to en sus elementos o como los átomos o iones de un
compuesto desplazan a los de otro para formar nue
-vos compuestos.
Siguiendo las observaciones anteriores, las
--reacciones se clasifican en:
o
M
uD
^
i j
r~1
EH
w o
z
D EH
rH
co 52
•w
CM
O M
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ÍS 52
O o O O
M M M M
O
UO u
O
uo o
<
< <w w w W
REACCIONES DE SINTESIS
Las reacciones de síntesis son aquellas en las
cuales dos o más elementos se unen para formar un
-compuesto.
Ej emplo:
Zn + S ZnS
Cu + C l0 CuCl
H2 + ° 2 " 2 H2 °
N2 + 3Mg M^ 3N2
REACCIONES DE DESCOMPOSICION
Son las reacciones en las cuales un
compuestose compuestosepara en los elementos que lo integran, o en
-compuestos más simples.
Ej emplos:
CaC03 _ C a 0 + C 02
2 Hg0 - 02 + 2Hg
REACCIONES DE DESALOJAMIENTO 0 SUSTITUCION
Son reacciones en las cuales un elemento reac
ciona con un compuesto desplazando a uno de sus ele
mentos.
Ej emplo:
Fe + HgS - F e S + Hg
El Fe desplaza al Iig, tomando su lugar
forman-do el FeS.
REACCIONES DE DOBLE DESCOMPOSICION
Son' las reacciones que se realizan cuando
dos-compuestos que reaccionan, intercambian iones para
formar nuevos compuestos.
Ejemplos:
I— i
a) NaCl + AqNC^ NaNO^ + AgCl
b )
O
69
C u S 04 + H2S - C u S + h 2 s 04
i
I.- IDENTIFICA LAS SIGUIENTES REACCIONES:
L.-'C + O 2 - C 02
2.- S i 02 + 4HF ^s í f 4 + 2H
2°
3.- cuo + H2S O4 - c u s o4 + H
2O
4.- A 1203 + 3 H2S 04 "3 H2 ° + A I2 (SO4)3
5.- 2KC103 - 2 K C 1 + 3 02
6.-2 F e2 ° 3 + 3 C "3 C 02 + 4Fe
7.- C r203 + AL 2Cr +
A 12 ° 3
VELOCIDAD DE REACCION Y VARIABLES QUE LA AFECTAN.
Para los fines de este curso, la velocidad de
reacción la podemos definir como la rapidez conque
se efectúa una reacción en cuanto a la cantidad de
-reactantes consumidos o productos formados en la uni.
dad d e tiempo.
La velocidad de reacción esta afectada por di
versas variables o factores, entre los cuales pode
-mos mencionar.
a).- NATURALEZA DE LOS REACTIVOS.
b).- LA CONCENTRACION DE LOS REACTIVOS.
c).- LA TEMPERATURA.
c ) L O S CATALIZADORES.
NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
La naturaleza de los reactivos es una variable
que implica mayor o menos velocidad de la
reacción,-debido a la estructura atómica y molecular de los —
reactivos, además de los tipos de enlace q u e durante
la reacción se tienen que componer.Por ejemplo el
--el potasio al dejarlo al medio ambiente reacciona rá
pidamente formando el óxido de potasio, no así el —
fierro que lo hace más lentamente, y esto naturalmen
CONCENTRACION DE LOS REACTIVOS
M a ^ r s * v —
-«i* » a » . » « „ I R : ; " " " ™ 1 0 "
- - — » « —
TEMPERATURA Y VELOCIDAD DE REACCION
En casi todas las reacciones químicas un inore
mentó en la temperatura trae como consecuencia un
-aumento en la velocidad de reacción, igualmente, —
si disminuye la temperatura, baja la velocidad de
-reacción.
Una explicación del porqué las sustancias reac
cionantes se transforman en productos, está dada
--por la Teoría del Estado de Transición. Según
esta-Teoría, los reactivos se combinan para formar un
producto intermedio, inestable, llamado "Complejo
-activado", que expontáneamente se descompone
dándo-los productos.
Complejo
Reactantes Activado Producto A B + Calor
A + B [ A B ]
Para formarse [AB] se requiere de cierta
energía, a ésta energía que se requiere para formar
el complejo activado se le llama "Energía de Activa
ción".
El efecto de la temperatura sobre la velocidad
de reacción esta dado por la eneanía de a c t i v a d ó n
-y por el nivel de temperatura, de tal manera que po
a).- Las reacciones que tienen energía de acti
vación altas, son muy sensibles a la temp
ratura y si la energía es baja son poco
-sensibles.
b ) E l efecto que tiene la temperatura en una
reacción es mucho mayor a temperatura baj
que a la alta.
LOS CATALIZADORES
*
La velocidad de un gran número de reacciones
-está afectada por la presencia de sustancias que —
no son los reactivos ni los productos de la reac —
ción. A estas sustancias se les llama catalizadores
y pueden acelerar o retardar la velocidad de una —
reacción. Si aceleran la reacción se les llama cata
lizadores positivos, y si la retardan se les denomi
na catalizadores negativos.
Los catalizadores tienen la propiedad de hacer
variar la velocidad de las reacciones en miles de
-veses, pero, la característica más importante es su
selectividad, entendiéndose por selectividad, la —
propiedad que posee un catalizador para modificar
-sólo la velocidad de ciertas reacciones específi —
cas, no afectando a las demás que forman el proce
-so.
De acuerdo con la Teoría de Transición, el
ca-talizador reduce la barrera de energía potencial
--que hay --que traspasar para --que los reactivos formen
productos. Una disminución de ésta energía trae como
consecuencia una disminución en la energía de activa
ción para la reacción, lo que trae como resultado
-un aumento en la velocidad de reacción.
G> P ü1 U) O £ O +J vti U) o O) c T3 (Ü a rü O
\ H - H
tn ü U o
Q) rü G <D H U
El complejo activado, sin catalizador tiene una energía potencial alta, que hace que la velocidad de reacción sea baj a.
Caminos
de la reacción/?
Inicio de
la reacción
Reactivos
Complejo
activado
Al usar catalizador la energía baja, --dando una velocidad de reacción alta.
Final de
la reacción
Productos
BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Las ecuaciones químicas para que esten correcta
mente escritas deben de estar balanceadas, o sea
cumplir con la ley de la conservación de la materia y
-así tener que la cantidad de reactivo sea igual a la
cantidad de producto ya sea en átomos, iones o masa.
Existen varios métodos para balancear e c u a c i o —
nes, entre las que mencionamos:
a).- Método de tanteo.
b).- Método de oxidación-reducción o redox
c).- Método ION electrón.
d ) M é t o d o algebráico.
En este texto sólo nos referimos a los dos
pri-meros .
METODO DE TANTEO
Este método consiste en poner coeficientes
máspequeños que hagan que el número de átomos de cada
-elemento queden igual, tanto en reactivos como en -—
los productos siguiendo el orden que se te
presenta-a continupresenta-ación.
a).- Primero los metales.
b).- Después los no metales.
c).- Por último hidrógeno y oxígeno.
Al + H2S O4 - - A I2 (S04)
3 + H
Al = 1 x 2 = 2 Al = 2 x 1 = 2
S = 1 x 3 = 3 S = 3 x 1 = 3
H = 2 x 3 = 6 H = 2- x 3 = 6
0 = 4 x 3 = 12 0 = 4 x 3 = 12
b).- 2A1 + 3fí2S04 - A 12( S 04)3 + 3 H2
2).- A1(0H)3 + 3 H2C 03 ^ A l2 (C03)3 + H20
Al= 1 x 2 = 2
C= 1 x 3 = 3
H= 6 + 6=12
0= 6 + 9=15
2Al(OH)3 + 3 H2 C 03
Al
C
H
0
2 x 1
1 x 3
2 x 6
9 + 6 2
3
12
15
REACCIONES DE OXIDACION-REDUCCION
Se puede afirmar que en química, las racciones
más importantes son las de oxidación-reducción.
En un principio se denominaban reacciones
de--oxidación a las reacciones que en una de las sustan
cias reaccionantes cedían oxígeno a otros, o era ca
paz de substraerles hidrógeno, por ejemplo.
a).- 4Fe +. 3 02 - 2 F e203
b).- H2S + C l2 S + 2HC1
En la ecuación (a) el oxígeno se une al fierro
para formar el óxido férrico y en la segunda (b) el
cloro sustrae el hidrógeno y deja solo el azufre.
En cuanto a las reacciones de reducción eran
aquellas en que una sustancia (llamada reductora)
-sustraía oxígeno, o cedía hidrógeno.
c) .- 2 F e203 + C - 4 Fe + 3 C 02
Ca + 2 H2 ° ( o h )2 + H2
En la ecuación (c) el carbono le quita el
oxí-geno a fierro y en la (C) el agua cede hidróoxí-geno.
En la actualidad las reacciones de o x i d a c i ó n
reducción, se definen con un criterio más amplio,
-diciendo que son aquellas en las cuales hay un
cam-bio en el número de oxidación en algunos de los ele
mentos que forman las fórmulas de la ecuación.
OXIDACION.
Un átomo se oxida cuando pierde electrones,
osu número de oxidación aumenta hacia un valor más
-positivo.
Oxidación — —
-1 ! ! ! ! ! I ! 1 > ! !— I U_
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Reducción
REDUCCION.
Un átomo se reduce cuando gana electrones, o
-su número de oxidación disminuye hacia un valor
me-nos positivo.
Para encontrar que se oxide y que se reduce en
una ecuación, es conveniente recordar los números
-de oxidación y las siguientes reglas:
REGLAS.
1.- Para cualquier elemento libre o átomo no
nado, su número de oxidación es c< -r *•>.
2.- Los no-metales tienen números de oxidación
negativos cuando se combinan directamente con los meta
-les, y positivos si se combinan con el oxígeno.
3.- El hidrógeno tiene número de oxidación + 1
gene-ralmente, menos en los hidruros en los que actúa con
valencia de -1.
4.- El oxígeno tiene generalmente de valencia -2, —
excepto en los peróxidos en los que actúa con -1.
5.- Los metales tienen números de oxidación positivos
en todos los compuestos.
6.- Al sumar algebráicamente los números de oxidación
de los átomos que forman un compuesto, su suma es —
cero.
7.- Al sumar algebráicamente los números de oxidación
de los átomos que forman un ion poliatómico, su suma
es igual a la carga del ion.
Antes de pasar a determinar que se oxida y
que-se reduce en una ecuación química, debemos saber
escribir en cada fórmula sus valencias en ejercicio,
las cuales se escriben arriba de cada elemento que
-forma parte de la fórmula tomando en cuenta la regla
seis la cual también se puede interpretar de la si
-guiente manera; en todos los compuestos el número de
valencias positivas es igual al número de valencias
negativas, es decir los compuestos son
eléctricamen-te neutros.
Ejemplos:
a). Escribir las valencias en ejercicio del,HCl y
-del CaO
+ 1 "I + 2 - 2
H C 1 CaO
b).- Escribir las valencias del H2S 04
En este caso el compuesto tiene tres elementos;
para determinar su valencia, se procede a escribir
-primero las valencias de los elementos que están
en-los extremos,y luego por diferencia se obtiene la valen
cia del elemento central.
+ 1 - 2
H2 S O4
El hidrógeno tiene +1 que multiplicado por 2 , —
que es el número de átomos que hay, a +2, el
oxíge-no tiene -2, que multiplicado por 4 que es el número
de átomos de oxígeno, da 8-, por lo tanto para neutra
lizar las 8-,teniendo +2, se necesitan 6+,que serán los del azufre (S).
+ 1 "2 +Í +6 -2
f2
S O , 1T n
2 4 H9 S 0
+ 2 8
Los números que se escribieron abajo sirven
pa-ra comprobar que las valencias positivas son igual a
las negativas, ya teniendo práctica, el cálculo debe
hacerse mentalmente.
c).- Escribir las valencias en ejercicio del K2 Ct^O^
"V- +1 - 2
^ K2 C r2 07
'--V;;^;-. +2 +12 = -14
• ? ;: El potasio tiene +1, por 2 átomos que hay de —
+2, el oxígeno tiene -2' Por 7 átomos que hay de 14-,
y para neutralizar las 14-, teniendo solo +2, que
co-rresponderán a los dos cromos que hay, pero como
seescribc solo la valencia de un átomo, se divide en
tre dos y no da 6+, que será la valencia en ejerci
-ció del cromo (Cr).
+ 1 + 6 - 2
K2 C r2 07
DETERMINAR QUE SE OXIDA Y QUE SE REDUCE EN UNA
ECUA-CION QUIMICA.
Pasos a seguir:
1-" Tener la ecuación esquelética.
2.- Escribir las valencias o números de oxidación en
ejercicio, en cada una de las fórmulas que for
-man la ecuación.
3.- Tachar o eliminar las valencias que quedaron con
igual valor en ambos miembros, si en el
segundo-miembro existen átomos del mismo elemento,
unos-con igual valencia y otros unos-con distinta, solo se::
tachan las valencias iguales.
4.- Escribir debajo de la ecuación los elementos que
cambian de número de oxidación e indicar que ele
mentó se oxida y cual se reduce, por medio de l l
recta numérica antes dada.
EJEMPLOS:
a). Indicar que se oxida y que se reduce en la si
-guíente ecuación.
K M n 04 + HC1 ^ C l2 + KC1 + MnCl 2 + 1^0
PASOS:
1.- Ecuación dada;
K M n 04 + HC1 ^ c i2 + KC1 + Mnci 2 + H 0
2.- Escribir las valencias:
+1 +7 -2 +1 -1 +1 -i + 2 - 1 + 1 -2
K Mn 04 +H C1 ^ C l2 -f K- C1 + MnCJ 0 + 1^0
3.- Tachar o eliminar las valencias
+ 7 -1 0 +2 K Mn 04 + H C1 - C l2 + KC1 + M n C l2 + H20
4.- Escribir debajo de la ecuación los elementos...
+ 7 -1 0 +2 K M n 04 + HC1 ^C l2 + K C 1 + m c l 2 + H2 °
+ 7 +2 Mn Mn
C l "1 ^ C l °
C1
1
-1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
-Mn
El Mn de 7+ pasa a 2+, se reduce en
5-E1 Cl de 1- pasa a 0. se oxida en 1+
b ) D e t e r m i n a r que se oxida y que se reduce en
la-siguiente ecuación.
Z n + HC1 SnCl2 + H2
1.- Ecuación.
Zn + HC1 ZnCl2 +
2.- 0 +1-1 +2 -1 0
Zn + HC1 ZnCl ^ + H„
3 . - 0 +1
Zn + HC1
+ 2 o
ZnCl2 + . H2
H
l
0 +1 +2 1 Zn — J
El Zn de 0 pasa a+2, se oxida en 2+
El H de 1+ pasa a 0, se reduce en
1-c ) I n d i 1-c a r que se oxida y que se redu1-ce en la
si-guiente ecuación:
1.- Ecuación:
H1 + H I 03 - I2 + H20
H 1 + HI03 + H20
i + i - + I I1 +I5 +O :2 1° 4 112 0
-1 . „ 5+
3 . - H I + H I O 3 + ]i2
-1 5 +
4.- H I + HI 03 + H20
I "1
I5 +
J L
I o
-1 O -1 +2 +3 +4 +5
I I
El Iodo -I pasa a Io se oxida en 1+
El Iodo +5 pasa a Io se reduce en 5
-/ tt o -/ y¿ /) P' ¿ ¿
3 6
P R O B L E M A S
ENCONTRAR LOS ELEMENTOS QUE SE OXIDAN O SE REDUCEN
1.- KI + C l . ^K C 1 + J2
2.- Na + HCl -NaCl + H.
3.- Al + NaOH -Na3A103 + H2
4.- N H3 + 02
-N + H20
5.- CuO + NH. Cu + N2 + H20
6.- H I 03 + HI I2 + H20
7.- HCl + MnO.
M n C l2 + C l2 + H20
. - Fe + KOH FeO + K20 + H2
?.- K M n 04 + HCl C l2 + KC1 + M n C l2 + H20
BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DE OXIDACION-RE
DUCCION (REDOX).
Para comprender mejor el balanceo de ecuaciones
por el método de Redox, ilustraremos los pasos a
se-guir por medio de ejemplos. (Los tres primeros pa
--sos son los utilizados en la determinación de
Oxida-ción y reducOxida-ción en una ecuaOxida-ción).
Ejemplo 1:
Balancear la siguiente ecuación por el método -Redox.
K C 1 03 «~KCl + 02
Pasos:
1.- Escribir la ecuación esquelética.
KC103 — ^KCl + 02
2.- Escribir los números de oxidación y
tachar-los que no sufren cambios en valencia.
1/ 5+ 2- 1/
i-K C1 03 >. K C1 + 02
3.- Indicar que se oxida y que se reduce
5+ 2- l- 0
K C1 03 • K C1 + 02
5+
2- o 0
C1 -ci1
0
1
-2 - 1 +Q +1 +2 +3 +4 +5
t J
El C1 de 5+ pasa 1 se reduce en 6
-E1 Oxígeno de pasa a cero se oxida en
2-4.- Los números de oxidación y reducción encontrados
escribirles bajo la ecuación de un solo lado —
(donde estén separados los átomos oxidados o re
ducidos) y multiplicarlos por la cantidad de á
-tomos que haya de e s e elemento.
1+1+ 5 2- 1- o
K C l 03 KCl + 02
6 x 1= 6 2 x 2= 4
(El cloro se redujo en 6+ se escribió abajo y
se multiplicó por 1 porque hay un solo átomo
de cloro en la fórmula. El oxígeno se oxidó en 2 y
-se multiplicó por dos porque la fórmula indica
que-hay dos átomos).
multipli-caciones escribiéndolas
ro si es posible se les
queden los coeficientes
como coeficientes,
pe-saca partes para que
--más pequeños.
K C 1 03 - 2 K C 1 03 + 3 02
6 x 1=6 2 x 2=4
Mitad 3 Mitad 2
6. Con estos coeficientes como base se procede a
-equilibrar la ecuación siguiendo los pasos
que-se siguen al balancear por tanteo, y tomando en
cuenta que en los reactivos como en los
produc-tos debe haber la misma cantidad de átomos.
2 K C I O3 *-2 K C 1 + 3 02
K = 1x2 = 2 K= 1x2=2 0=2x3= 6
Cl= 1x2 = 2 Cl= 1x2= 2
0= 3x2 = 6
7.- Ecuación Balanceado.
2K C 1 03 2 K C 1 + 3 02
Ejemplo 2:
Balancear por oxidación-reducción.
Ecuación esquelética.
KMn04 + HC1 ^ C l2 + MnCl2+ KCl + H20
2.- Escribir valencia en ejercicio y tachar.
/ + 7 + 2 - Z + L - O 2+ l X + X X + l
-K M n 04 + HC1 — ^ C l2 + MnCl2+KCl + H20
3.- Indicar que se oxida y que se reduce.
Mn de 7+ pasa a Mn 2+ se reduce 5-CI de 1- pasa a 5-CI° se oxida en 1+
4. Escribir debajo de la ecuación los números de
-oxidación y reducción en uno de los lados, ya sea
en los productos o en los reactivos de
preferencia donde haya más átomos en total al multipli
-car.
7+ 1- o 2 +
K Mn04 + HC1 C l2 + M n C l2 + KCl + H20
5 x 1 = 5 1 x 1= 1 1 x 2 = 2 5 x 1= 5
6 7 7
(Se tomará en el lado derecho, ya que el
total-es 7) .
5.- Cruzar los resultados.
7+ i- o 2 +
K M n 04 + HC1 — 5 C 1 2 + 2MnCl + KC1.+ H20
Equilibrar primero metales, luego no metales y
-por último el Oxígeno y el Hidrogeno.
2K M n 04 + 16HC1 ^5 C12 +2 M nC l2 + 2RC1 + 8 H20
Mn= 1 x 2=2 Mn= 1 x 2= 2
K= 1 x 2=2 K= 1 x 2= 2
Cl= l x 16 = 16 Cl= 2 x 5= 10
H= lx 16 = 16 2 x 2= 4 =16
0= 4 x 2 =8 2 x 2= 2
H= 2 x '8= 16
0 = 1 x 8 = 8
Ecuación Balanceada.
• ' • • . i
2 K M n 04 + 16HC1 ^ 5 C 12 + 2 M n C l2+ 2KC1 + 2 H20
P R O B L E M A S
BALANCEAR LAS SIGUIENTES ECUACIONES POR EL METODO
-REDOX.
1.- KI + C l2 — - K C 1 + I2
2.- Na + HC1 NaCl + H2
3.- Al + N a ^ A 1 03 + H2
4.- N H3 + 02 ^ N2 + H20
5.- CuO + N H3 Cu + N2 + H20
6.- H I 03 + HI - I2 + H20
7.- HC1 + M n 02 - M n C l2 + C± 2 + H20
8.- Fe + KOH — ^ F e O + K20 + H2
9.- K M n 04 + HC1 + K C 1 + M n C 12 + H2 °
10 . - K2C r20 _ + HBr - K B r + C r B r3 + B r2+ H20
12.- HNO3 + H2S - H2S 04 + NO + H20
13.- Cu + H N 03 ^CU( N 03)2 + N 02 + H20 .
14.- K2 C r207 + HCl — K C l + C r C l3 + C l2 + H20
15.- i2 + H N O3 — ^ H I O3 + N O2 + H2O
16.- N a2S + Na-2S04 + S i o2 ^ N a ^ i O ^ * S 02 " ?
17.- A S203 + H N 03 + H20 - H3A S 04 + N 02
18.- Kî4n04 + FeO *-K20 + MnO + F e ^
19.- KBr + H2S 04 -K 2 S 04 + B r2+ S° 2 + H2 °
12.- HNO3 + H2S - H2S 04 + NO + H20
13.- Cu + H N 03 ^CU( N 03)2 + N 02 + H20 .
14.- K2 C r207 + HCl — K C l + C r C l3 + C l2 + H20
15.- i2 + H N O3 — ^ H I O3 + N O2 + H2O
16.- N a2S + Na-2S04 + S i o2 ^ N a ^ i O ^ * S 02 " ?
17.- A S203 + H N 03 + H20 - H3A S 04 + N 02
18.- KMnC>4 + FeO *-K20 + MnO + F e ^
19.- KBr + H2S 04 -K 2 S 04 + B r2+ S° 2 + H2 °
U N I D A D 3
Q T F' O ü I O R I
OBJETIVO PARTICULAR:
Al término de la unidad, el alumno: Aplicará
-los principios estequimetricos en la realización de
ESTEQUIOMETRIA
En 1775 Lavoisier expone su teoría de oxidación,
en la que habla acerca de la naturaleza del princi
-pió (oxígeno) que se une con los metales en la calci
nación, el cual las hace aumentar de peso; además —
hace notar la importancia de cuantificar el peso
en-las investigaciones químicas, surgiendo así la
nece-sidad de determinar las relaciones ponderales"(pe —
sos) de las sustancias que reaccionan entre sí, y la
de aplicar teóricamente estas relaciones.
Así, a fines del siglo XVIII se inauguró la
es-tequiometría, con las investigaciones del alemán
Jeremías Benjamín Richter, (17621807) al publicar
su obra, Principios de Estequiometría o Ciencia de
Medir los Elementos Químicos, en la que desarrolla
-la teoría de -las combinaciones en peso de los elemen
tos químicos. Richter fue el que introdujo la pala
-bra estequiometría, la. cual se deriva de los voca••
de la Química que estudia las re
existen entre las sustancias
En esta unidad estudiaremos la forma de clacu
-lar las relaciones ponderales en los compuestos y en
las reacciones químicas.
Al realizar la síntesis del agua se encuentra
-que:
2 volúmenes de + 1 volumen de 2 volúmenes de
hidrógeno oxígeno ^ vapor de agua
. Si tomamos como unidad de volumen el litro, ten
dremos:
2 litros de + 1 litro de 2 litros de vapor
hidrógeno oxígeno »- de agua
y si se calcula el peso de los reactivos y
del-producto en condiciones normales se obtiene:
REACTIVOS
Peso de 2 litros de hidrógeno = 0.1798 g
Peso de 1 litro de oxígeno = 1.4290 g 1.6088 g
PRODUCTO
Peso del vapor de agua = 1.6088 g
Es decir:
n ^ 1.6088 g de
0.1798 g de H2 + 1 . 429 g de 02
agua.
De aquí podemos deducir que la suma de las ma
-sas de los reactivos es igu^l a la masa del producto,
por lo tanto podemos afirmar que no hay pérdida de
-materia y que la cantidad de masa permanece
constan-te. Esto que se está afirmando no es más que la
Leyde la Conservación Leyde la Materia, dada por Antonio
-Lorenzo Lavoisier y que dice: En toda reacción quírni
- ppgg interviene permanece
-fue los élemé-ntos que
9e siempre serán ios mismos y a su •
vez guardarán la misma proporción en masa >
Esto indica que los elementos que se combinan
-para formar un compuesto, siempre lo harán en propor
ciones fijas; por ejemplo en el caso de la formación
de 100 g. de agua, serás 88.81 g. de oxígeno y
11.19 g. de hidrógeno y si es un gramo será 0.8881 g
de oxígeno y 0.1119 g. de hidrógeno. En el caso de
-la formación de 100 g. de S 02, será 50 g. de
azufre-y 5 0 g. de oxígeno; en la formación de 10 g. será —
de 5 g. de 02 y 5 de S.
Estos ejemplos nos indican que los elementos
que se va a unir para formar un compuesto lo harán
en ana proporción constante; ya que si para formar
-10 g. de S 02 juntamos 5 g. de"S y 3 de 0^
reacciona-ron solo 5 g. de azufre con 5 de oxígeno, por que la
proporción de formación de S 02 es del 5 0% de cada —
el emento.
Esta ley se aplica a todos los compuestos; ya
-que todos ellos tendrán la proporción bien
definida-en que se forman.
LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
Al combinarse dos elementos para formar más
de-un compuesto, las cantidades de masas de un elemento
que se unen a la masa fija de otro, para formar dife
rentes compuestos, guardan una relación de números
-enteros pequeños.
Tomemos por ejemplo el nitrógeno y el oxígeno
-que -que unen para formar cinco compuestos diferen —
tes.
Obtengamos primero la cantidad de oxígeno que
-se une con un gramo de nitrógeno en los cinco com —
puestos:
n20
Composición
N= 2 x 12 = 28 g 28 g. de N se unen con 16 de 0
0 - 1 x 16 » 16 g I g d e N x
1 g de N se une con 0.5714 g de 0
NO
Composición
N = 14 g 14 g de N 16 g de 0
0 = 16 g I g d e N — x
1 g de N con 1.142 g de 0
N2 ° 3
Composición
N = 2 x 14 = 28 g 28 g d e - N — 48 g de 0 0 = 3 x 16 = 48 g . . M
1 g de N x
1 g de N con 1.7142 g de 0
N O2
Composición
N = 1 x 14 = 14 g 14 g de N 32 de 0
0 = 2 x 16 = 32 g I g d e N x
1 g de N con 2.2857 g de 0
N2 ° 5
Composición
N = 2 x 14 = 28 g 28 g de N — 80 g de 0
0 = 5 x 16 = 80 g I g d e N X
1 g de N con 2 .8 571 g de 0
Si dividimos cada una de las masas de oxígeno
que se unen con un gramo de nitrógeno, entre su va
-lor más pequeño, obtenemos la relación numérica entre
estas masas.
0.5714 j = 1 0.5714 i
1.1428 j = 2 0.5714 i
1.7142 j "Ó. 5714 i
= 3 2,2857 j 0.5714 $
= 4
2.8571 j = 5 0.5714 é
Esto nos indica que un gramo de nitrógeno se —
una con 1, 2, 3, 4, 6 5 veces la masa de 0.5714 g de oxígeno. Este ejemplo nos ilustra la Ley de las
Pro-porciones Múltiples,
CONCEPTO DE MOL
Con el espectógrafo de masas se pueden
tabularlas masas de los elementos comparándolos con un pa
-trón tomado arbitrariamente. El pa-trón que se usa es
la masa del átomo de carbono, al cual se la ha asigna
do un valor de 12; a esta tabulación o lista de ma
-sas relativas se conoce como escala de masas atórni
-cas y se miden en unidades de masa atómica, que se
-abrevia u r n a .
La cantidad representada por la masa atómica de
un elemento expresado en gramos, tendrá
exactamente el mismo número de átomos que las conexactamentenidas en
la masa atómica de cualquier otro elemento expresa
-do en gramos.
Una mol de un elemento es la masa en gramos
numéricamente igual a su masa atómica o lo que es lo
mismo, es la cantidad en gramos de un elemento que
-contiene el mismo número de átomos que están contení
dos exactamente en 12 g de carbono 12.
¿Cuál es la masa de una mol de Al? Tomando en
-cuenta que la masa atómica del aluminio es 26.98
u r n a , la masa de una mol de aluminio será de 26.98 g
¿Cuántos moles hay en 480 g. de potasio?
Una mol de potasio es igual a 39.098 g. por lo tanto.
480 i #e t 1 mol de K 12.27 moles de K 39.098 i. ¿e K
ipfMERO DE AVOGADRO
Un mol de un elemento contiene un número definí
do de átomos, este número se ha determinado e x p e r i —
mentalmente y se le conoce con el nombre de
Número-de Avogadro (N) en reconocimiento al físico
italia-no Amadeo Avogadro (1776-18 56) y su valor es de:
N = 6,02252 x 1 02 3 átomos
mol
Aplicación del Número de Avogadro.
¿Cuántos átomos contienen 10 g de calcio?
Si 40 u m a es una mol de calcio, y lo podemos
expresar como 40 g , cantidad que representa la m a —
sa de una mol de calcio, la cual contendrá el Número
de Avogradro en átomos, por lo tanto en 10 g de
cal-cio la cantidad de átomos serán:
10.00 i x 1 x 6. 02 x 1 02 3 átomos = 1 .505 x 1 02 3
átomos. 40.00 i 1 y x ú
Planteando de otra forma
En 40 g hay — 6 . 0 2 x 1 02 3 átomos
En 10 g habrá X
10 j x 6.02 x 1 02 3 átomos = , C A K - n2 3
2 1.505 x 10 átomos
40 i
¿Cuántos átomos hay en 31.10 g de plata?
Una mol de plata es igual a 107.87 g
31.10 i x 1 m¿l x 6.02 x 1 02 3á t o m o s =
107.87 i 1 m<ól
1.73 x 1 02 3 átomos
Planteando de otra forma
En 107.87 de Ag hay 6.02 x 1 02 3 átomos
En 31.20 g habrá X
x 6.02 x 107.87 i
31.10 j x 6.02 x 1 02 3 átomos = 1.735 x 1 02 3
átomos
CUESTIONARIO MOL Y NUMERO DE AVOGADRO
1.- ¿Cuál es la masa de una mol de los siguien
tes elementos? a) fierro b) cobre
c)bario-d) mercurio.
2.- ¿Cuántos átomos hay en 100 g. de plata?.
3.- En 250 g. de cobre ¿Cuántos átomos hay?.
4.- ¿Cuántos moles hay en 128 g. de Ca.
5.- Completa el siguiente cuadro.
Sustancia : fórmula Masa Masa molecular No. de átomos en una mol>
¡Bromo
bidrógeno
pidróxido pa__SQ&.Í£U. ploro
f\cido Clor nfdr.i.c.o_.
"Cuadro 3.1"
6.- ¿Cuántos g. de plata hay en 3«5 moles?.
7.- ¿Cuántos átomos hay en una muestra de
20.00 g. de uranio.
8.- ¿Cuántos g. de plomo hay en 4,8 moles?
9.- ¿Cuál es la masa en g, de un átomo de fierro
10. Expresar la masa en gramos de un átomo de