Química 2 [por] José Angel Moreno López [y] José Blas I. Terrazas V.

Texto completo

(1)

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

(2)

DDI

.2

as

(3)

1020115374

(4)

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.

(5)

^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

(6)

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.

(7)

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

(8)

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

(9)

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

(10)

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

(11)

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

(12)

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

(13)

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

(14)

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

(15)
(16)

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

(17)

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

(18)

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

(19)

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

(20)

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

(21)

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

(22)

.-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.-

(23)

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

(24)

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

(25)

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

(26)

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

(27)

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

_ +++

(28)

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

(29)

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

(30)

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

(31)

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

(32)

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

(33)

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

(34)

" ¿f)

r

n

fütt^n

0'JRFIÍF --- T±5B*)

Ohj

. (HO) ~ ~ x5x

/

r

(35)

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

(36)

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

(37)

Reactivos = Productos Reactivo ^ Productos

En una ecuación química pueden encontrarse los si

guientes símbolos como:

(ac) Solución acuosa

(s )

Sólido

(g )

Gas

t

Gas

i

Precipitado

A

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

(38)

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

u

D

^

i j

r~1

EH

w o

z

D EH

rH

co 52

w

CM

O M

s

0

53 O c

ü

o E^ CS3

•H

M

C

4->

CJ W

^ CU

M H P-i

\0

» w

S en

C

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<

w

•H

H

p-i

tS3 Q

U)

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W o

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W

o

EH u O.

^ u

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U} CQ

T3

H H W O

fd

U)

Q Q Q

u

W w W W

-Q O -Q -Q

r

.

Q to <

7

D

10

W w W W

ÍS 52

O o O O

M M M M

O

U

O u

O

u

o o

<

< <

w w w W

(39)

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

(40)

I.- IDENTIFICA LAS SIGUIENTES REACCIONES:

L.-'C + O 2 - C 02

2.- S i 02 + 4HF ^s í f 4 + 2H

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

(41)

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

(42)

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

(43)

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

(44)

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

(45)

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

(46)

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

(47)

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

(48)

-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

(49)

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).

(50)

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

(51)

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

(52)

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 °

(53)

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 °

(54)

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

(55)

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

(56)

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 —

(57)

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

(58)

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.

(59)

¿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

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