Ingreso 2014 - Facultad de Ciencias Bioquímicas y Farmacéuticas

2014
Etapa Presencial Ingreso 2014
MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
L
a química es una de las ciencias que se ocupa del estudio de la
naturaleza y se haya en íntima relación con la física, las
matemáticas, la biología y la geología. Es la ciencia que se
encarga del estudio de la composición, la estructura y las propiedades de
la materia y los cambios que ésta sufre. La historia de esta ciencia es
demostrativa de la capacidad de progreso del hombre.
La química nació con el descubrimiento del fuego, ya que con él
pudieron trabajarse los metales y así se conocen objetos de oro de una
época anterior a los 5000 años antes de Cristo (a. de C.). La plata
comenzó a utilizarse más o menos por la misma época y el cobre comenzó
a utilizarse siglos más tarde, hacia el año 4000 a. de C., dónde se
estableció la Edad de Bronce. En el Egipto de las antiguas dinastías y en
los inicios de la civilización griega, el bronce (aleación de cobre y estaño)
equivalía al hierro de la revolución industrial. Los fenicios adquirieron
gran prestigio como artesanos del bronce. Luego, hacia el año 1200 a. de
C., provino la Edad de Hierro, cuando el hombre aprendió a trabajar este
metal al fuego.
De todas las antiguas civilizaciones, la más avanzada en las técnicas
químicas fue la egipcia. Los egipcios fabricaron vidrios y esmaltes,
emplearon el cuero, la lana, el algodón y el lino que teñían con colorantes
de varios tipos fabricados por ellos mismos como el índigo y la púrpura.
También elaboraron perfumes, bálsamos venenos y jabones entre otras
cosas.
Hacia el siglo VI a. de C. las ciencias estaban sometidas a la
influencia de los mitos, pero por esa época surgió un movimiento
intelectual griego en donde se abordaron los problemas fundamentales de
la naturaleza y la materia. Se propuso entonces que existía un principio
permanente de carácter material: para Mileto (624-565 a. de C.) ese
principio era el agua, para Anaxímenes (585-524 a. de C.) era el aire y
para Efeso (540-475 a. de C.) era el fuego. Poco después, Empídodes de
Agrigento (500-430 a. de C.) señaló que todos aquellos elementos más la
tierra, constituían los fundamentos del principio único de todo. La teoría
de los cuatro elementos fue aceptada por Aristóteles (384-322 a. de C.).
Poco tiempo después (o incluso por esa misma época) otros dos
filósofos señalaron que la materia era discontinua y que estaba formada
por átomos (el ser) y por vacío (el no- ser). La existencia del vacío entre
los átomos era para ellos el factor que explicaba el movimiento. Sin
embargo, el átomo desapareció como realidad hasta el siglo XVII.
Luego existe un gran lapso de tiempo sin grandes cambios
significativos en las formas de pensar y en los aportes a la, por ese
entonces “desconocida”, química.
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Durante la Edad Media, especialmente entre los siglos V y XI, la
ciencia fue oscurecida por las inquietudes religiosas. Sin embargo, en el
siglo VII, la ciencia reapareció de la mano de los árabes, quienes había
acumulado los antiguos conocimientos de los egipcios y de la filosofía
antigua a través de la escuela alejandrina, fundando una práctica: la
alquimia, el precedente de la química. Los alquimistas consideraron los
metales como cuerpos compuestos, resultantes de dos propiedades
comunes: el mercurio, que era lo “metálico” y el azufre, que era lo
“combustible”. Posteriormente consideraron un tercer principio, la sal
considerada como la “solidez”. Inmediatamente consideraron la idea de
conseguir la transmutación de los metales (transformación de algo en
otra cosa) mediante la combinación de aquellos tres principios con el fin
de generar oro a partir de metales más accesibles y baratos. Esta
transformación sólo podría llevarse a cabo en presencia de los que los
alquimistas denominaron la piedra filosofal. La historia de la alquimia es
fundamentalmente la historia de la búsqueda de la piedra filosofal.
Los trabajos de los alquimistas, aunque infructuosos en el
descubrimiento de la piedra filosofal, produjeron indudables progresos a
la química, puesto que descubrieron cientos de nuevas sustancias,
inventaron aparatos útiles y desarrollaron técnicas empleadas tiempo
después por los químicos.
En el año 1661, Robert Boyle (1627-1691) rompió la tradición
alquimista dado que formuló el concepto de elemento químico, que definió
como “aquellos cuerpos primitivos y simples que no están formados por
otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se
componen y en que se resuelven en último término todos los cuerpos
perfectamente mixtos”. Es decir, Boyle refutó el concepto griego de los
cuatro elementos y en su lugar propone que los elementos debían
definirse como sustancias que no pueden descomponerse en otras más
simples.
Luego surgió un nuevo impedimento para el desarrollo de la química
que fue un concepto expuesto por un médico alemán, G. Stahl (16601734) para explicar el fenómeno de combustión (el acto de quemar).
Stahl sostuvo que todas las sustancias que podían quemarse contenían un
componente llamado flogisto que era liberado al aire cuando se quemaban.
Esta teoría expuesta por Stahl se difundió ampliamente.
La química moderna nace en el año 1772 cuando un francés llamado
Antoine Lavoiser comenzó a experimentar con la combustión. El pesaba
los objetos antes y después de la combustión y así observó que al
quemarse los objetos ganaban peso y observó también que si la
combustión se realizaba dentro de un recipiente cerrado el peso del
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objeto no cambiaba, aunque cambiase su forma. Entonces, según esto no
había existencia del flogisto. El observó, por el contrario, que si la
combustión se realizaba en presencia de aire, los elementos tomaban algo
de él y, era el mismo peso que el que perdía el aire.
Así, Lavoisier propuso que el aire no recibía el flogisto del objeto
quemado, sino que aportaba oxígeno incorporándolo al mismo.
El método científico
Para saber y entender qué es el Método Científico, partiremos con
una definición de la Enciclopedia Británica:
"El método científico es un término colectivo que denota los
diferentes procesos que ayudan a construir la ciencia".
A esta definición, se puede agregar que el método científico sirve
para entender la naturaleza de la ciencia y tiene su fundamento en la
observación del mundo que nos rodea. Alan E. Nourse, autor inglés de
ciencia ficción (1969), se refiere al método científico en los siguientes
términos:
"...No hay magia en un método que nos sirve para descubrir la verdad, es
tan simple y lógico para nosotros los científicos que lo usamos
cotidianamente para la resolución de nuestros problemas diarios..."
Esta aseveración nos permite realizar una reflexión: ¿Es tan simple
y lógico...?, ¿Realmente, lo usamos en la resolución cotidiana de
problemas?
Antes de que se concibiera el método científico, la acumulación de
conocimientos se hacía a partir de la meditación y observaciones
casuales. Debieron pasar siglos para darse cuenta de que este camino era
un callejón sin salida que no producía más que preguntas equivocadas. Y no
fue hasta que se estableció el método científico, que la ciencia inició su
crecimiento y se empezó a expandir nuestro conocimiento de las leyes
naturales. Es un método imperfecto, pero lo suficientemente exitoso
como para que todos los campos lo hayan adoptado, excluyendo
prácticamente cualquier otro método de solución de problemas.
Hoy, se puede afirmar que el método científico es un proceso
creativo de resolución de problemas y en general consta de las siguientes
partes o etapas:
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1. Idea, observación.
2. Reconocimiento del problema y evaluación de evidencias.
3. Formulación de hipótesis: generación de soluciones creativas y
lógicas.
4. Formulación de objetivos y métodos. Experimento controlado.
5. Prueba de hipótesis, experimentación, recolección de datos y
análisis de resultados.
6. Juicios y conclusiones sobre procedimientos, resultados y teorías
comparación de resultados con hipótesis).
7. Publicación de los resultados y descubrimientos.
La observación conduce a la identificación y resolución de problemas.
Una vez que éstos están claramente delimitados, es inevitable la
postulación de hipótesis, es decir, de explicaciones tentativas y
provisorias de las situaciones problemáticas. La hipótesis, es necesaria
ponerla a prueba, para lo cual se utilizan y diseñan experimentos. El
experimento proporciona evidencias (datos experimentales), que
permiten apreciar si se cumplen o no las predicciones derivadas de la
hipótesis. El análisis y la interpretación de los datos experimentales
finalmente llevan al científico a la elaboración de las conclusiones
referentes a la validez de la hipótesis. Usualmente, en la literatura se
encuentran algunos de los atributos personales y de razonamiento
deseables para una aplicación exitosa del método científico:
 Honestidad, búsqueda, persistencia, creatividad
 Comunicación, sensibilidad, razonamiento lógico
 Reconocimiento de patrones, observación, abstracción
 Generalización, clasificación, organización, control de variables
 Planeación, predicción, visualización, definición
 Toma de decisiones, medición, evaluación
Hoy en día, podemos afirmar que el método científico es el
instrumento más poderoso de la ciencia; simplemente se trata de aplicar
la lógica a la realidad y a los hechos que observamos. El método científico
sirve para poner a prueba cualquier supuesto o hipótesis, examinando las
mejores evidencias que se cuentan, ya sea a favor o en contra.
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Un ejemplo Práctico:
Digamos que se desea verificar, de una vez por todas, si la
Astrología (práctica que agrupa a toda la población humana en doce tipos
de personalidad según su día de nacimiento, entre otras cosas) funciona o
no. Apliquemos el método científico para saber si es así o no lo es. Para
hacerlo, debemos seguir los siguientes pasos:
Percibir el problema. Ya lo hicimos. La astrología define doce
grupos de personalidad según su signo zodiacal (queremos saber si en
verdad se puede clasificar a la gente de esta manera).
Eliminar los prejuicios. Por lo general, el método científico tiende a
eliminar el plano subjetivo en la interpretación de la realidad, pero aun así
se recomienda tomar en cuenta este paso. Un prejuicio es sencillamente
cualquier opinión que se tenga de algo, antes de someterlo a juicio, en
nuestro caso, creer que la astrología sí funciona sólo porque la mayoría de
la gente dice que funciona, o creer que no funciona porque escuchaste a
un científico decir que no tiene ninguna base racional, son prejuicios. Si
deseás probar algo, debés tomar una actitud imparcial y atenerte sólo a
los hechos.
Identificar y definir el problema. Veamos nuestro problema con
más precisión. Según los astrólogos, se pueden definir doce rasgos de
personalidad según el signo zodiacal en el que han nacido. Es decir, si sos
Cáncer tenés una personalidad solitaria, si sos Aries sos juguetón, si sos
Piscis te gusta conversar, etcétera. En definitiva: Queremos conocer si el
signo zodiacal influye en la personalidad de uno.
La hipótesis. Propongamos una solución a nuestro problema (aquella
que creas más conveniente), en nuestro caso proponemos que el signo
zodiacal sí influye de manera determinante en la personalidad de cada
individuo. Recordá que la hipótesis siempre debe ser formulada de tal
modo que pueda prever una respuesta (sí o no).
Verificación de la hipótesis mediante la acción. Ahora comienza lo
divertido, aunque muchas veces lo más difícil.
Debemos encontrar hechos observables que permitan confirmar
nuestra hipótesis. Se nos pueden ocurrir muchas maneras de verificar la
hipótesis, siempre debemos tratar de escoger aquellos que no nos
proporcionen resultados ambiguos ni incompletos. Es muy importante
diseñar un experimento que pueda ser repetido por cualquier otra
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persona, ya que un descubrimiento científico no tiene validez hasta que
ha sido replicado por otro científico. Para nuestro caso, podemos emplear
el mismo método usado por James Randi hace ya varios años:
Conseguí una carta astral de cualquier persona de algún signo
zodiacal donde se describa la personalidad del sujeto (si no podés
encontrar una, podés buscar en los horóscopos de revistas o diarios),
asegurate de mantener esto en secreto. A continuación, entregá
individualmente a todos tus familiares, amigos y compañeros una copia de
esta carta astral asegurándoles que fue hecha especialmente para él o
ella. Luego de que la lean, pediles que te digan si lo escrito concuerda con
su personalidad.
Si encontrás que alrededor de una de cada doce de las personas
entrevistadas (recuerdá, son doce signos zodiacales) confirman que el
contenido de la carta astral coincide con su personalidad, entonces has
encontrado una correlación poderosa. Tal vez la astrología tenga bases
científicas. Ahora debés seguir diseñando nuevos experimentos para
confirmar lo encontrado, de manera que tus resultados no sean sólo datos
aislados y que pueden tener errores experimentales.
Si encontrás otra proporción, ya sea que todos tus entrevistados, o
ninguno de ellos, asegura que la carta astral describe muy bien su
personalidad, entonces estás en camino de refutar tu hipótesis. Tal vez la
astrología sólo es un montón de conocimientos sin fundamentos que no
funciona como dice. En cualquier caso, debés seguir con la
experimentación, implementando nuevas ideas y nuevos diseños.
¿Te interesa saber qué pasó con el experimento de Randi? Bueno,
luego de entrevistar a cientos de personas, se comprobó que más del
ochenta por ciento de la gente creía que la carta astral estaba
especialmente diseñada para él o ella, cuando en realidad era la misma
para todos. Resultado final, hemos comprobado que la Astrología es un
mito, pues no tiene base científica que la sustente.
¿Por qué es importante la publicación de los resultados?
1) Los resultados
comportamiento.
del
experimento
avalan
la
experiencia
2) Los resultados conllevan a cambiar la explicación.
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Es el juicio de la comunidad científica el que decide entre las diferentes
teorías expuestas por los científicos. La autoridad de la ciencia no se
basa fundamentalmente en el trabajo individual, sino en el hecho de que
otros puedan repetir los experimentos y obtener los mismos resultados.
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La materia y sus propiedades
 Materia y cuerpo
Llamamos materia a todo aquello que posee masa y ocupa un lugar
en el espacio, es decir, aquello que compone el universo. Por ejemplo:
agua, arena, aire, etc. Un cuerpo se puede definir como una porción
limitada de materia, como una tiza, una barra de hierro, un vaso con agua,
etc.
 Propiedades de la materia
Son todas aquellas cualidades que permiten caracterizar a la materia.
Se clasifican en tres grupos:
 Organolépticas: son aquellas propiedades que pueden ser captadas
a través de los sentidos, por ejemplo: color, olor, sabor, etc.
 Intensivas: son aquellas que no varían con la cantidad de sustancia
considerada, por ejemplo: color, densidad, punto de fusión, punto de
ebullición, etc.
 Extensivas: son aquellas que varían con la cantidad de sustancia
considerada, por ejemplo: masa, volumen, peso, etc.
Podemos entonces definir sustancia como la materia con las mismas
propiedades intensivas, por ejemplo: el agua, la madera, etc.
 Estados de agregación de la materia
Existen tres estados de agregación de la materia (sólido, líquido y
gaseoso) con las siguientes características:
a) Sólido
 poseen forma y volumen propios.
 sus moléculas se disponen en orden regular (estructura cristalina).
 son incompresibles.
 predominan las fuerzas de atracción intermolecular sobre las de
repulsión.
b) Líquido
 poseen volumen propio.
 no poseen forma propia sino que adoptan la forma del recipiente que
los contiene.
 sus moléculas no se hallan en ordenación regular.
 son difícilmente compresibles.
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 las fuerzas de atracción intermoleculares equilibran a las de
repulsión.
 poseen superficie libre plana y horizontal.
c) Gaseoso
 no poseen forma ni volumen propios, adoptan las del recipiente que
los contiene.
 poseen mucha movilidad molecular.
 son fácilmente compresibles.
 no poseen superficie libre.
 las fuerzas de repulsión intermoleculares predominan sobre las de
atracción.
 Cambios de estado
Los cambios de estado son transformaciones físicas en las cuales la
materia cambia de estado de agregación, mediante una transferencia o
intercambio de energía (calor). Durante dichas transformaciones, la
temperatura del sistema permanece constante, denominándose Punto de
Fusión, Punto de Ebullición, etc.
A los cambios de estado que se producen por absorción de calor se los
denomina cambios progresivos. A los que se producen con
desprendimiento de calor se los denomina regresivos.
 Ejercicio 1: clasifique los cambios de estado de la materia indicando
cuáles son progresivos y cuáles regresivos.
 Sistemas materiales
Se denomina sistema material a un cuerpo o conjunto de cuerpos
aislados para su estudio, es decir, una porción de universo aislada en
forma real o imaginaria. Se pueden clasificar según dos criterios:
1) Según su composición:
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 Homogéneos: son aquellos que poseen las mismas propiedades
intensivas en cualquier punto del sistema. Ejemplo: agua, alcohol, aire,
etc.
 Heterogéneos: son aquellos que poseen propiedades diferentes en
dos o más puntos del sistema; presentando superficies de
discontinuidad (interfases). Ejemplo: agua con dos cubos de hielo, agua
y arena, etc.
 Inhomogéneos: son aquellos que poseen propiedades intensivas
diferentes en por lo menos dos puntos del sistema pero sin superficies
de discontinuidad. Ejemplo: agua de mar, aire atmosférico, etc.
2) Según el intercambio con el medio ambiente:
 Abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía con el
medio ambiente. Por ejemplo una pava con agua hirviendo.
 Cerrados: son aquellos que solo intercambian energía con el medio
ambiente. Por ejemplo, una lamparita encendida.
 Aislados: son aquellos que no intercambian ni materia ni energía con
el medio ambiente. Por ejemplo, un termo cerrado.
 Fase:
Es cada uno de los sistemas homogéneos que componen un sistema
heterogéneo, separados por superficies de discontinuidad, denominadas
interfases. Un sistema heterogéneo puede ser bifásico, trifásico,
tetrafásico, etc.
Por ejemplo, supongamos tener un sistema material formado por agua,
arena, aceite, 2 clavos de hierro y 2 cubos de hielo: es un sistema
heterogéneo formado por 5 fases (hielo, aceite, agua, hierro, arena) y 4
componentes (agua, aceite, hierro y arena).
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 Ejercicio 2. Clasifique los siguientes sistemas materiales según el
intercambio con el medio ambiente:
1)
2)
3)
4)
5)
6)
Una lata de gaseosa
Una heladera cerrada
Una conservadora
Un parque
Un termo
Una botella con agua
 Ejercicio 3. Clasifique el siguiente sistema material, indicando tipo de
sistema y fases: dos clavos de hierro, arena, alcohol, agua y sal disuelta
dentro de un recipiente sin tapa.
 Separación de Fases
Existen varios métodos mecánicos para separar las fases de un sistema
heterogéneo, dependiendo del estado de agregación de cada fase:
 Solubilización: consiste en disolver uno de los componentes de una
mezcla sólida, por ejemplo, arena y sal. Se agrega agua caliente,
disolviéndose la sal y permaneciendo la arena insoluble. Para la
separación final del sistema se emplea el método siguiente.
 Filtración
y Evaporación: consiste en filtrar el componente
disuelto en el punto anterior y recuperarlo (arena y agua salada). Al
filtrar, pasa el agua salada a través del filtro y queda la arena retenida
en éste. Luego se evapora el agua quedando la sal en estado sólido en el
fondo del recipiente.
 Decantación: permite separar un sólido insoluble en un líquido (por
ejemplo, agua y arena) o dos líquidos inmiscibles de diferente densidad
(por ejemplo, agua y aceite). El componente más denso se ubica en la
parte inferior del recipiente. Como puede verse en la figura más
adelante, esto puede realizarse volcando el líquido sobrenadante en el
primer caso o por medio de una ampolla de decantación en el segundo
caso.
 Centrifugación:
es una decantación acelerada por fuerza
centrífuga. Por ejemplo, si colocamos tinta china en un aparato
denominado centrífuga, al girar a gran velocidad, decantan las
partículas de carbón suspendidas obteniéndose las dos fases
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separadas: agua y carbón. Para la separación completa, puede
realizarse posteriormente una filtración o decantación.
 Levigación: se emplea para separar dos sólidos por arrastre con
corriente de agua. Por ejemplo, una mezcla de corcho y arena puede
separarse haciendo circular a través de él, una corriente de agua que
arrastra el corcho mientras la arena permanece en su lugar.
 Tamización: se utiliza para separar dos sólidos de diferente tamaño
de partícula pasándolo a través de una tela denominada tamiz. Por
ejemplo al tamizar sal fina y azúcar, como los cristales de sal son más
pequeños que los de azúcar, pasan a través del tamiz mientras que los
cristales de azúcar quedan retenidos.
 Sublimación: se emplea para separar un sólido volátil de otro no
volátil por sublimación. Por ejemplo, al calentar una mezcla sólida de
yodo y arena, el primero volatiliza y puede recuperarse colocando
sobre la mezcla una superficie fría sobre la cual condensa el vapor de
yodo.
 Tría: para separar cuerpos sólidos grandes mediante pinzas. Por
ejemplo, para separar trozos de corcho, cubos de hielo, clavos, etc.
 Imantación: se emplea para separar sólidos magnéticos de otros
sólidos no magnéticos, como por ejemplo, limadura de hierro y arena. Al
acercar un imán al sistema, éste retiene las partículas de limadura de
hierro y puede decantarse la arena.
En la figura siguiente se muestran algunos de los métodos empleados
en la separación de fases:
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 Mecanismo Secuencial Separativo
Veamos como se plantea esquemáticamente la separación de un sistema
material. Supongamos que el sistema está formado por arena, sal,
limadura de hierro, limadura de aluminio y canto rodado.
Imantación
Arena, Sal, Corcho,
Limadura de Fe,
Limadura de Al
Limadura de Fe
Arena, Sal, Corcho,
Limadura de Al
Tría
Arena, Limadura de
Al, Agua salada
Solubilización
Corcho
Arena, Sal,
Limadura de Al
Filtración
Arena, Limadura de Al
Agua salada
Evaporación
Sal
Tamización
Arena
Limadura de Al
 Ejercicio 4: Proponga un mecanismo secuencial separativo para el
siguiente sistema material: Arena, tres clavos de hierro, sal fina,
limadura de hierro, limadura de cobre y naftalina molida.
 Dispersiones
Son sistemas heterogéneos bifásicos en los cuales el componente que
está en mayor proporción se lo denomina fase dispersante, y el de menor
proporción, fase dispersa. De acuerdo al estado de agregación de cada
fase se clasifican en:
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Nombre
Sol Sólido o Agregado
Suspensión (Gel o
Sol)*
Aerosol Sólido
Emulsión Sólida
Emulsión
Aerosol Líquido
Espuma Sólida
Espuma
Fase
Dispersa
Sólida
Sólida
Fase
Dispersante
Sólida
Líquida
Sólida
Líquida
Líquida
Líquida
Gaseosa
Gaseosa
Gaseosa
Sólida
Líquida
Gaseosa
Sólida
Líquida
Ejemplo
Cuarzo, Rubí
Tinta China
(gelatina)
Humo
Queso
Leche
Nubes
Piedra pómez
Cremas heladas
* Cuando la gelatina está caliente tiene un aspecto líquido y el sistema se denomina sol.
Las dispersiones pueden clasificarse también según el tamaño de las
partículas que forman la fase dispersa en:
 Dispersiones Groseras: la fase dispersa puede ser observada a
simple vista o por medio de una lupa. Por ejemplo, bebidas gaseosas,
talco y agua, azufre y limadura de hierro, etc.
 Dispersiones Finas: son sistemas dispersos en los cuales la fase
dispersa no es observable a simple vista pero sí a través de un
microscopio. Dentro de este grupo se encuentran las suspensiones
como la tinta china y las emulsiones como la leche.
 Dispersiones Coloidales o Soles: son sistemas heterogéneos en los
cuales la fase dispersa tiene un grado de división tal que solo puede
distinguirse a través del ultramicroscopio. En este aparato, la luz
incide lateralmente y las partículas suspendidas difunden la luz como
puntos luminosos (efecto Tyndall). Comprenden este tipo de
dispersiones los geles, el agua jabonosa, clara de huevo en agua, etc.
 Dispersiones Moleculares: son sistemas dispersos que no pueden
distinguirse ni aún con el ultramicroscopio. Por lo tanto, se trata en
realidad de sistemas homogéneos y es el caso de las soluciones.
 Sistemas materiales homogéneos
Los sistemas homogéneos, de acuerdo a su composición, se clasifican en
sustancias puras y soluciones.
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1) Sustancias puras: son sistemas homogéneos con propiedades
intensivas constantes que resisten los procedimientos mecánicos y físicos
del análisis. Están formadas por una sola sustancia y presentan
propiedades características (propias y exclusivas) de ellas. Ejemplos:
agua, sal, etc. Las sustancias puras se clasifican a su vez en:
 Sustancias
Puras Simples: son aquellas que no pueden ser
separadas en otras sustancias. Constituyen este grupo las sustancias
elementales o elementos: Hidrógeno, Carbono, Azufre, Oxígeno, etc.
 Sustancias Puras Compuestas: son aquellas que pueden originar a
través de reacciones de descomposición, sustancias puras simples. Es
el caso del agua, el dióxido de carbono, la sal, etc.
2) Soluciones: son sistemas homogéneos formados por dos o más
sustancias puras o especies químicas. El componente que esta en mayor
proporción, generalmente líquido, se denomina solvente o disolvente, y el
que esta en menor proporción soluto. Si un soluto sólido se disuelve en un
solvente líquido, se dice que es soluble, en cambio, si el soluto también es
líquido entonces se dice que es miscible.
 Métodos de fraccionamiento: son procesos físicos de separación, que
permiten separar las soluciones en las sustancias puras que la componen
 Destilación:
consiste en transformar un líquido en vapor
(vaporización) y luego condensarlo por enfriamiento (condensación).
Como vemos, este método involucra cambios de estados. De acuerdo al
tipo de solución que se trate, pueden aplicarse distintos tipos de
destilación:
a) Simple: se emplea para separar el solvente, de sustancias sólidas
disueltas (solutos). Este método se aplica principalmente en procesos
de purificación, como por ejemplo, a partir del agua de mar puede
obtenerse agua pura destilando ésta y quedando los residuos sólidos
disueltos en el fondo del recipiente. En la figura siguiente se
representa un aparato de destilación simple utilizado comúnmente en
los laboratorios.
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b) Fraccionada: se emplea para separar 2 o más líquidos miscibles
de puntos de ebullición diferentes aunque cercanos. El líquido de menor
temperatura de ebullición destila primero. Para lograr obtener los
líquidos puros se emplean columnas fraccionadoras, deflegmadoras o
rectificadoras. Ejemplo: alcohol (78.5°C) y agua (100°C).
En procesos industriales, este procedimiento se lleva a cabo dentro de
grandes torres de acero, calefaccionadas por gas natural, fuel oil o vapor
de agua sobrecalentado. La condensación de los vapores producidos se
realiza en intercambiadores de calor o condensadores con agua fría o
vapor de amoníaco. Se emplean para obtener agua destilada,
fraccionamiento del petróleo en la obtención de naftas, aceites, gasoil,
etc.
 Cristalización: se emplea para separar sólidos disueltos en solventes
líquidos. Puede hacerse por enfriamiento (disminución de solubilidad por
descenso de temperatura) o por calentamiento (disminución de capacidad
de disolución por evaporación del solvente).
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 Cromatografía: se emplea para separar solutos sólidos disueltos en
solventes adecuados (cloroformo, acetona, tetracloruro de carbono, etc.).
Esta basado en la propiedad que tienen ciertas sustancias de absorber
selectivamente a determinados solutos. Una fase, por ejemplo sólida,
denominada fase fija absorbe los componentes de una mezcla. Otra fase,
denominada fase móvil (líquida o gaseosa), al desplazarse sobre la fase
fija arrastra los componentes de la mezcla a distinta velocidad, con lo
cual se separan. Existen distintas técnicas cromatográficas: en placa, en
papel, en columna (HPLG, SL, SG). En la figura siguiente se representan
dos técnicas cromatográficas sencillas:
La cromatografía en placa se emplea con fines cualitativos para
identificar sustancias, mientras que la cromatografía en columna, se
emplea cuantitativamente para separar sustancias. En la actualidad, se
emplean equipos sofisticados denominados cromatógrafos de alta presión
que mediante un sistema computarizado, identifican cuali y
cuantitativamente los componentes de una mezcla.
Ejercitación
1) Un sistema material está formado por alcohol, arena y limaduras de
hierro, indicar justificando:
a) si el sistema es homogéneo o heterogéneo.
b) cantidad de fases.
c) cantidad de componentes
d) los métodos de separación que se pueden utilizar para separar las
fases.
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2) Clasificar los siguientes sistemas en homogéneos y heterogéneos,
justificando la respuesta:
a) limaduras de aluminio y limaduras de hierro
b) azúcar y arena
c) tres trozos de hielo
d) aceite y aceite
e) azúcar parcialmente disuelta en agua
f) sal totalmente disuelta en agua
g) azufre en polvo y una barra de azufre
3) En un recipiente se colocan medio litro de agua, remaches de hierro y
aceite. Indicar que tipo de sistema es, cuantas fases posee, cantidad de
componentes y como se debe proceder, dando el nombre del método, para
separar las fases.
4) Proporcione ejemplos de un sistema material constituido por
a) dos fases y dos componentes
b) tres fases y tres componentes
c) cuatro fases y tres componentes
d) cuatro fases y cuatro componentes
5) Un sistema se forma con partículas de yodo, sal común de cocina, polvo
de carbón y limaduras de hierro. Proponga que métodos de separación
utilizaría para separar las fases constituyentes. Justificar.
6) Proponga el ejemplo de un sistema material heterogéneo que para
separar sus fases se utilicen los siguientes métodos de separación:
a) tría, atracción magnética y filtración
b) tría y levigación
c) sublimación, disolución y filtración
d) tamización y levigación
7) Caracterizar al sistema material constituido por un anillo de oro con
una esmeralda y ocho brillantes.
8) Indicar si los siguientes sistemas son homogéneos:
a. aire
b. agua y aceite
c. carbón y kerosén
d. agua y alcohol
e. leche
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f. acero
g. un vaso de whisky con hielo
9) Indicar en las siguientes proposiciones si son verdaderas o falsas.
Justificar la respuesta:
 Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo.
 Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo.
 Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo.
 Un sistema con varios componentes distintos debe ser
heterogéneo.
10) Nombrar todos los cambios de estado e indicar qué propiedad se
mantiene constante durante cada uno.
11) Indicar la/s opción/es correcta/s: Una solución necesariamente debe
poseer:
 2 fases y 2 componentes
 2 fases y 1 componente
 1 fase y más de 1 componente
 1 fase y 1 componente
 más de 1 fase y más de 1 componente
 propiedades físicas y químicas distintas en distintas porciones de
su masa
 las mismas propiedades en toda su masa
Dar ejemplos de soluciones indicando el soluto y el solvente
12) Indicar en cada caso si se trata de un fenómeno físico o químico:
 fermentación del vino
 cocción del huevo
 pulverización de una roca
 calentamiento de Fe hasta 150 °C
 quemar carbón
 obtener cubitos de hielo
 preparar una torta
 preparar salmuera
13) Definir: Sustancia pura y mezcla. ¿Qué propiedades caracterizan a
una sustancia pura?
14) Explicar qué significa que una sustancia pura presenta "composición
definida".
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15) Mencionar 5 ejemplos de sustancias puras y 5 ejemplos de mezclas.
16) Buscar la correspondencia y unir mediante flechas:
-
sistema homogéneo
sistema heterogéneo
un solo componente
más de un componente
sustancia pura
solución
agua-alcohol
oxígeno-nitrógeno
oxígeno-ozono
tinta china
hielo-agua
17) Completar los siguientes esquemas que representan cambios de estado
de la materia a nivel submicroscópico.
Fusión
Sólido
(S)
Líquido
(L)
Solidificación
................
(.....)
.....................
(.....)
.....................
................
(...)
..........
(....)
................
................
(...)
..................
(....)
18) En un recipiente graduado se vierte agua líquida hasta que la marca
leída es de 25,0 mL. En su interior se coloca un collar de oro cuya masa es
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de 25.1 gramos. El nivel del agua sube hasta llegar a 26,3 mL. Calcular la
densidad del oro.
19) Un estudiante de química buscó en un manual la densidad del magnesio
y la del dióxido de carbono a 25.0 ºC y 1.00 atmósferas (atm) de presión.
Anotó los dos valores pero se olvidó de indicar a cuál de las dos
sustancias (A o B) corresponde cada uno. ¿Podrías ayudar al estudiante a
identificarlos?
δA= 1,80 g/dm3
y δB= 1,84 g/cm3
19) El punto de fusión de una sustancia es de -102 ºC y su temperatura de
ebullición es de 68 ºC. Determinar en qué estado se encuentra la
sustancia:
a) a temperatura ambiente
b) a -150 ºC
c) a -102 ºC
d) a -100 ºC
e) a 70 ºC
f) a 68 ºC
20) Las siguientes propiedades fueron determinadas para un volumen
dado de mercurio. Indicar cuál/es de ellas es/son intensivas y cuál/es es
/ son extensivas.
Masa = 75 g
Ebulle a 357 ºC
3
Densidad = 13.6 g/cm
Suave
3
Volumen = 5.51 cm
Es muy tóxico
Color = blanco plateado
Insoluble en agua
Si su Punto de fusión = -38,40 ºC, a temperatura a ambiente es.......
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Nomenclatura y formulación de las sustancias inorgánicas
Para poder estudiar Química General e Inorgánica es imprescindible
establecer un lenguaje específico que nos permita identificar las
sustancias a las que nos estamos refiriendo en cada momento y distinguir
a unas de otras por sus nombres y fórmulas.
La formulación de un compuesto, al igual que su nomenclatura (esto es,
la transcripción de su fórmula en términos del lenguaje ordinario), se rige
por unas determinadas normas que han sido retocadas en los últimos años
con el único propósito de conseguir un lenguaje químico lo más sencillo y a
la vez general posible. Un organismo internacional, la I.U.P.A.C.
(International Union of Pure and Applied Chemistry), encargado de tales
menesteres, ha dictado unas reglas para la formulación y nomenclatura de
las sustancias químicas.
Antes de proceder al estudio de tales reglas para cada tipo de
compuesto es preciso conocer perfectamente los símbolos de los
diferentes elementos químicos, base de esta forma de expresión. Una
memorización previa de todos ellos resulta, pues, imprescindible (A
partir de aquí vas a necesitar la tabla periódica). La fórmula química de un
compuesto dado, además de indicar los elementos que lo constituyen,
proporciona la relación numérica en que intervienen sus respectivos
átomos. Tales números están relacionados con el de enlaces posibles de
unos átomos con otros y dan idea de la capacidad de combinación de los
elementos en cuestión.
Existen tres tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos: la
tradicional, la I.U.P.A.C (Union of Pure and Applied Chemistry) y la
estequiométrica.
La que debería utilizarse siempre es la I.U.P.A.C, pero dado que muchos
de las sustancias aún se reconocen por la tradicional, es válido utilizarla
también. La nomenclatura estequiométrica es la menos utilizada, aunque
daremos algunos ejemplos.
Conceptos que tenemos que tener claros antes de comenzar
a nombrar las sustancias
 El átomo y sus componentes
El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia
de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no
pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El
átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y
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neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los
electrones, en igual número que los protones.
Un número determinado de protones es lo que caracteriza a un
elemento químico concreto, y le confiere propiedades químicas únicas.
El protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo
XX, es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de
cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado
número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo
en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1836
veces mayor de la de los electrones. El neutrón, otra partícula
constituyente del núcleo de los átomos, fue descubierto en 1930 por dos
físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón
es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en
el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su
estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión
de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son
inestables cuando se hallan fuera del núcleo.
El electrón es una partícula elemental que constituye parte de
cualquier átomo y fue descubierto en 1897 por J. J. Thomson. Los
electrones de un átomo giran en torno a su núcleo, formando la
denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces
menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En
condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que
electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente
neutras.
 Símbolo Atómico
Es el conjunto de una, dos o tres letras que se usa para representar un
átomo en una fórmula química. Cuando el átomo se representa mediante
una sola letra, ésta debe escribirse siempre en mayúscula. Si el símbolo
está compuesto por más de dos letras, la primera de ellas debe ir siempre
en mayúscula, mientras que la segunda de ellas debe escribirse siempre
en minúscula.
Ejemplos:
Elemento
Símbolo
Cromo
Cr
Vanadio
V
Para describir adecuadamente un elemento químico se acompaña su
símbolo atómico con subíndices y superíndices que dan información sobre
su número atómico y número másico.
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 Número atómico: es el número de protones que presenta el átomo.
 Número másico: es la suma del número de protones y neutrones del
átomo.
Así, el número másico A de un átomo de símbolo E se indica por un
superíndice a la izquierda (mE) y el número atómico Z se indica por un
subíndice a la izquierda (zE). Ejemplo: Representaremos un átomo de
azufre (S), de número másico 32 y número atómico 16:
Nº másico
32
Nº atómico
16
S
 Elementos
Los elementos químicos son sustancias fundamentales constituidas por
átomos que tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de
protones en sus núcleos.
El número de átomos que forman un elemento es variable, y esto
permite clasificarlos fácilmente en:
 Elementos monoatómicos: son los constituidos por un solo átomo,
tal como ocurre en los gases nobles. Ejemplo: el helio (He).
 Elementos diatómicos: son los formados por dos átomos. En este
grupo se encuentran los halógenos y otros elementos no metálicos tales
como el hidrógeno, nitrógeno u oxígeno. Ejemplo: la molécula de cloro
(Cl2).
 Elementos poliatómicos: son los constituidos por más de dos
átomos. Se incluyen aquí, aquellos elementos formados por
agrupaciones con un número definido de átomos (moléculas) como
aquellos formados por redes indefinidas. Ejemplos: el azufre, puede
representarse como una molécula constituida por 8 átomos (S8). El
carbono forma redes de átomos de carbono indefinidas (son distintas
las redes del grafito, del diamante y del fulereno)
 Formulación de los elementos
Para representar un elemento formado por moléculas con un número n
definido de átomos, se escribe el símbolo atómico E con el subíndice n a
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su derecha (En). En el caso particular de los elementos monoatómicos (n =
1), por simplicidad, se omite el subíndice.
Los elementos como los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón
y radón), que tienen una estructura monoatómica, se representan por su
símbolo, mientras que el hidrógeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo,
con una estructura diatómica, se representan por el símbolo del elemento
al que se añade el subíndice 2. En el caso de moléculas poliatómicas se
utiliza el subíndice que corresponda. Ejemplos:
 Monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
 Diatómicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2.
 Poliatómicos: P4, S6, S8.
 Nomenclatura
Para nombrar cualquier elemento de fórmula molecular definida
(elementos monoatómicos, biatómicos, etc.) se añade, al nombre del
átomo, el prefijo numérico que indica el número de átomos de la molécula.
Prefijos
1 mono
2 di
3 tri
4 tetra
5 penta
6 hexa
7 hepta
8 octa
9 nona
10 deca
11 undeca
12 dodeca
El prefijo mono- sólo se utiliza cuando el elemento no existe
normalmente en estado monoatómico. En el caso de los elementos
diatómicos más comunes frecuentemente también se omite el prefijo
di-. Ejemplos:
Símbolo
Nomenclatura
I.U.P.A.C
Nomenclatura tradicional
N
Ne
I2
S8
Mono nitrógeno
Neón
Diyodo
Octa azufre
Nitrógeno atómico
Neón
Yodo
Azufre
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 Formulación y nomenclatura de elementos de estructura
indefinida
Los elementos con estructura molecular infinita o indefinida (metales y
otros elementos químicos que forman redes) se representan mediante su
símbolo atómico. Se nombran utilizando el nombre del átomo
constituyente y mencionando su estado físico (sólido, líquido o gaseoso) si
fuese necesario.
Fórmula
Al (sólido)
Cr (sólido)
Hg (líquido)
Hg (gaseoso)
Nombre
Aluminio
Cromo
Mercurio
Mercurio
 Alótropos
Se define como alótropo, o formas alotrópicas, a las distintas
modificaciones estructurales en las que se presenta un elemento. Las
formas alotrópicas se diferencian entre sí ya sea por el número de
átomos o por los tipos de red cristalina en que estos se disponen.
Los alótropos se formulan del mismo modo que los elementos,
utilizando el símbolo atómico y el subíndice correspondiente. Ejemplos: El
dioxígeno (O2) y el trioxígeno (ozono, O3) son dos formas alotrópicas del
oxígeno, y el diamante y el grafito lo son del carbono (C).
 Nomenclatura de los alótropos
Si la forma alotrópica está compuesta por moléculas discretas que
poseen un número fijo de átomos, se nombran del mismo modo visto
anteriormente para elementos de estructura definida. El prefijo poli- se
admite para designar números grandes y/o desconocidos. Si un elemento
se presenta como una mezcla de alótropos, se denomina simplemente por
el nombre del átomo. Además de la nomenclatura que debe realizarse
según la I.U.P.A.C, es frecuente emplear nombres comunes para muchas
de las formas alotrópicas conocidas. Muchas veces en dichos nombres se
utilizan “descriptores” que pueden ser letras griegas (α, β γ, etc.),
colores, nombres de minerales (grafito, diamante, etc.). Ejemplos:
Fórmula
O2
O3
P4
Nombre sistemático
(I.U.P.A.C)
Dioxígeno
Trioxígeno
Tetrafósforo
Nombre común
(aceptado)
Oxígeno
Ozono
Fósforo blanco
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S6
S8
Hexa azufre
Octa azufre
Sn
Poliazufre
S6 + S8 + Sn
Azufre α
Azufre β
Azufre γ
(Azufre plástico)
Azufre común
Cuando un elemento posee modificaciones alotrópicas de tipo
cristalino, la nomenclatura sistémica incluye términos que describen el
tipo de red cristalina y como es muy complicado y, además, escapa al
alcance de este curso introductoria, solamente incluiremos algunos
ejemplos de nombres comunes que son los que más se utilizan. Ejemplos:
Fórmula
Pn
Cn
Fen
Nombre común
Fósforo negro
Fósforo rojo
Diamante
Grafito
Fulereno o Buckyball
Hierro α
Hierro β
 Isótopos
Los isótopos de un elemento son los átomos que poseen el mismo
número atómico pero distinto número de masa, o lo que es igual, el mismo
número de protones pero distinto número de neutrones. Se representan
por el símbolo del elemento (A), con un superíndice m a la izquierda que
especifica la masa atómica, (mA). Ejemplo: El elemento carbono, de
número atómico 6 y masa atómica 12, se representa por el símbolo 12C. Es
un isótopo el carbono con número atómico 6 y masa atómica 13, 13C.
 Nomenclatura de los isótopos
Los isótopos reciben el nombre del átomo constituyente seguido del
número que indica la masa atómica. Ejemplos:
12
13
C se denomina carbono-12
C se denomina carbono-13
Existe una excepción dada para el hidrógeno en donde sus isótopos los
siguientes nombres y símbolos:
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Símbolo
1
H
2
H (o D)
3
H (o T)
Nombre
Protio
Deuterio
Tritio
Estos isótopos aunque tienen propiedades físicas y químicas
diferentes, se comportan exactamente igual que el hidrógeno, por lo
tanto forman moléculas diatómicas:
2
3
H2 o D2, se denomina dideuterio o sólo deuterio.
H2 o T2, se denomina ditritio o sólo tritio.
 Tipos de compuesto según el enlace entre sus elementos
La distribución de los átomos en un compuesto por medio de los enlaces
químicos suele llamarse estructura molecular. Existen varias modalidades
de enlaces y las características típicas de la sustancia se deben a ellas.
Cuando los átomos de un elemento pierden uno o más electrones se
convierten en cationes cargados positivamente. Estos electrones son
captados por los átomos de otro elemento, convirtiéndolos en elementos
cargados negativamente. Como las cargas positivas y negativas se atraen,
esos elementos cargados positiva y negativamente se unen mediante un
enlace, llamado enlace iónico para formar un conjunto que consiste en
grandes cantidades de iones de ambas clases. El compuesto resultante se
llama compuesto iónico. Un ejemplo es el cloruro de sodio, que está
compuesto por la misma cantidad de átomos de sodio cargados
positivamente y de átomos cloro, cargados negativamente. Casi todos los
compuestos iónicos contienen un elemento metálico, porque sólo estos
elementos pueden perder electrones fácilmente, así como en general un
elemento no metálico es el que capta los electrones. Los átomos de los
compuestos que no son iónicos se mantienen unidos por enlaces
covalentes. Un enlace covalente consiste en un par de electrones que son
compartidos por dos átomos vecinos. Los enlaces covalentes son típicos
entre los elementos no metálicos. Hay dos clases principales de
sustancias con enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos
covalentes reticulares. (Los términos en negrita se verán con detalle
durante el cursado de la materia Química General e Inorgánica).
 Molécula
Es la menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia
estable y posee todas las propiedades químicas de dicho elemento o
compuesto. Un átomo de nitrógeno no puede existir libre en condiciones
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normales, por lo tanto se unen dos de ellos para formar una molécula
diatómica N2. Otros elementos forman también moléculas diatómicas;
algunos de ellos son: fluor (F2), hidrógeno (H2), cloro (Cl2), oxígeno (O2),
bromo (Br2), yodo (I2). Existen otros elementos que forman moléculas con
más átomos, es así como el fósforo forma una molécula tetraatómica (P4)
y el azufre, una molécula octoatómica (S8). Hay elementos que no forman
moléculas poliatómicas, sino existen libremente en forma atómica; se
puede considerar que forman una molécula monoatómica. Ejemplos son los
metales: cobre (Cu), hierro (Fe), oro (Au), plata (Ag), etc. Se debe tener
en cuenta que las moléculas de elementos están formadas por átomos de
dicho elemento. A diferencia de las moléculas de los compuestos que
están formadas, como mínimo, por dos átomos de elementos diferentes.
Es así como la molécula del monóxido de carbono (CO) está formada por
un átomo de carbono y un átomo de oxígeno, la del agua (H 2O) está
formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la del ácido
nítrico (HNO3) formada por un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y
tres átomos de oxígeno, se puede decir que es una molécula poliatómica.
Ejercitación
1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias:
a) Aluminio b)Bromo atómico
c) Tetrafósforo
d) Monobromo
e) Bromo f) Platino g) Cadmio h) Radón i) Cromo
j) Hierro
k) Cloro l) Octaazufre m) Azufre n) Monocloro ñ) Xenón
o) Titanio p) Manganeso
q) Magnesio r) Cobre s) Flúor
2) Nombrar las siguientes sustancias:
a) Pn b) D2 c) V d) Li e) Fe f) Co g) I
k) Ag l) Zn m) B n) N2 ñ) O o) K p) Sr
h) 2D i I2
r) N s) O2
j) C
3) Señalar cuál/es de los siguientes isótopos presentan una fórmula
errónea:
a)
18
b) 32H
8O
c)
3
1H
d) 42He
e)
12
26Mg
4) Seleccionar en cuales de las siguientes parejas, las fórmulas que
representen dos formas alotrópicas de un mismo elemento.
a) O2 y O3
b) 2H2 y 3H2
c) S6 y S20
d) Cn y C60
e) P4 y Pn
5) De la siguiente lista de nombres y fórmulas seleccionar aquellas que
representan sustancias homoatómicas.
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a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
Estaño gris
Etanol (alcohol común)
Sacarosa (azúcar de mesa)
Sal común
Aire
Agua
N2O (óxido nitroso)
Manganeso δ
Bronce
81
Br2
NO (óxido nítrico)
Diamante
HNO3 (ácido nítrico)
O3 (ozono)
6) ¿Cuáles de las siguientes sustancias son átomos y cuáles moléculas?
Escribir el nombre de las sustancias que sean átomos.
a) H2O2
b) CO2
c) H
d) HNO3
g) Zn
h) Ar
i) Fr
j) SO3
k) HCl
n) Sn ñ) S8
o) O2
p) CO
e) NH3
l) PH3
f) H2Cr2O7
m) Li
 Valencia
Indica la cantidad de electrones que puede usar un elemento para
combinarse con otro.
 Número de oxidación
El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma
de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica
el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. Los protones
de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la
carga negativa de los electrones; si el número de protones y de
electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro. El número de
oxidación es la valencia pero con signo.
En la sección anterior habíamos hablado de átomos con carga, positiva
o negativa. Veamos esto con más detalle.
Cuando el átomo gana o cede electrones se convierte en un ión.
Entonces podemos deducir que un ión tiene carga, y que esta carga va a
ser positiva o negativa, dependiendo de sí perdió o ganó electrones
respectivamente.
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Debemos tener en muy en cuenta tres cosas:
 El átomo no recibe electrones de “la nada”, como tampoco cede
electrones a “la nada”, sino que cuando se produce un ión, el átomo
recibe electrones de otro átomo que por alguna razón tiende a
cederlos. Por ende, cuando un átomo cede electrones lo hace a otro
átomo que por alguna razón tiende a recibirlos.
 El átomo sólo puede ceder o recibir electrones, nunca protones. Los
protones no pueden salir del núcleo.
 Los números de oxidación se asignan a los diferentes elementos
cuando se hallan formando un compuesto. El número de oxidación de un
elemento sin combinar es cero.
Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no
son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se
obtiene un ión con carga positiva llamado catión, que se representa con el
símbolo del elemento más la carga correspondiente al número de
electrones que perdió. Para nuestro elemento A, el ión que resulta de
perder un electrón se representará A+, y se dice que es un ión
monopositivo; su número de oxidación es de +1, pues perdió un solo
electrón, quedando con una carga positiva remanente. En cambio, si el
átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los
electrones, obteniéndose un ión mononegativo, llamado anión, que
representaremos A-, pues ganó un solo electrón, quedando entonces una
carga negativa remanente.
El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose
iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede
aceptarlos, dando iones de distintas cargas.
Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante
números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por
ejemplo, un ión de hierro con un estado de oxidación +3, Fe3+, se
escribiría de la siguiente forma: hierro(III). El óxido de hierro, con el
hierro presentando un estado de oxidación de +3, Fe2O3, se nombra como
óxido de hierro(III); de esta forma se puede diferenciar del otro óxido
del hierro que es el óxido de hierro (II), FeO. En estos casos no es
necesario indicar si la carga del ión es positiva o negativa.
En la fórmula química, el estado de oxidación de los cationes y aniones
se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como
ya se ha visto en Fe3+, o por ejemplo, en el oxígeno(II), O2-. No se indica
el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.
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La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I2, aceptando dos
electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de -1:
I2 + 2e-
2I-
En la tabla periódica se muestran los números de oxidación que se
asignan a los elementos. Cuando se analiza con detenimiento se advierte la
existencia de ciertas relaciones entre el índice de oxidación de un
elemento y su posición en el sistema periódico de modo que es posible
deducir las siguientes reglas básicas:
 Los elementos metálicos tienen números de oxidación positivos.
 Los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación
tanto positivos como negativos.
 El número de oxidación positivo de un elemento alcanza como
máximo el valor del grupo (columna) al que pertenece dentro del
sistema periódico. En el caso de que tome otros valores, éstos serán
más pequeños, soliendo ser pares o impares según el grupo en cuestión
sea par o impar.
 El número de oxidación negativo de un elemento viene dado por la
diferencia entre ocho y el número del grupo al que pertenece dentro
del sistema periódico.
Al igual que sucedía con los símbolos, los números de oxidación deben
memorizarse, puesto que junto con los símbolos constituyen los
elementos básicos de toda la formulación química. Es conveniente hacerlo
por grupos de elementos con igual índice de oxidación, ya que cuando
elementos diferentes actúan con idénticos índices de oxidación, dan lugar
a fórmulas totalmente análogas.
Los iones no sólo son formados por átomos aislados, sino también por
combinación de ellos, es decir, muchas veces los iones están formados por
más de dos átomos. Veamos un ejemplo con el azufre, S:
Cuando el azufre se encuentra eléctricamente neutro se denomina
azufre y se simboliza S. Cuando el azufre recibe dos electrones forma el
anión sulfuro, y se simboliza S2-. Ahora, cuando el azufre se encuentra en
estados de oxidación altos, es decir, +IV y +VI no se encuentra como el
átomo con esa carga: S+4 y S+6 respectivamente, sino que con estos
números de oxidación el azufre se encuentra generalmente combinado
con el oxígeno (puede combinarse con otros átomos, aunque no sea común)
dando aniones poliatómicos. Los iones que forma, en estos casos el azufre
son el anión sulfito, SO32- y el anión sulfato, SO42-, respectivamente.
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Por eso hay que tener mucho cuidado al nombrar los iones formados
por combinación de átomos, porque que un elemento se encuentre con
un número de oxidación positivo no quiere decir que esté formando un
catión.
Compuestos químicos, nomenclatura y reacciones de
obtención
Vamos a conocer ahora los distintos tipos de compuestos químicos
inorgánicos, como están formados, como se obtienen y su nomenclatura.
La nomenclatura, tanto de los elementos como de los compuestos, es el
idioma en que se expresan las reacciones, procesos, etc., en la química y la
biología. Por esta razón tenés que conocerla, comprenderla y aprenderla.
Cada sustancia (ya sea un elemento o un compuesto) va a tener su propio
nombre y NO HAY otra sustancia que posea ese nombre. Existe una
organización, la I.U.P.A.C (The International Union of Pure and Applied
Chemistry), que se ocupa de identificar cada sustancia con un nombre, de
forma tal que NO QUEPA DUDA de que se trata de esa sustancia en
TODO EL MUNDO. Sin embargo, hay muchas sustancias que presentan
varios nombres por una cuestión histórica, estas formas de nombrarlos
son aceptadas por la I.U.P.A.C, aunque se prefiere siempre la
nomenclatura que esta propone. También se encarga de unificar criterios
a la hora de escribir las fórmulas químicas de los elementos y los
compuestos. Por ejemplo, antes la sal de mesa cloruro de sodio se
escribía en símbolos de la siguiente manera: ClNa, ahora, a causa de lo
dispuesto por la I.U.P.A.C se debe escribir NaCl. Todo esto tiene un
fundamento el cual escapa a los alcances de este curso introductorio.
Para nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es
necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de estas
categorías los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el
compuesto, en: binarios y compuestos. También se los puede clasificar
según el tipo de compuesto. Vamos a estudiarlos por esta última
clasificación, indicando en cada caso, si se trata de compuestos binarios,
ternarios, etc.
Los compuestos inorgánicos que podemos encontrar son:
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Básicos
Ácidos
Óxidos
Neutros
Anfóteros
Hidróxidos
Oxoácidos
Ácidos
Compuestos Químicos
Inorgánicos
Hidrácidos
Básicas
Sales
Ácidas
Neutras
Hidruros
Peróxidos y Superóxidos
 Compuestos binarios: Aspectos generales
Se denominan compuestos binarios aquellos que resultan de la
combinación de dos elementos; por tal razón en sus fórmulas
intervendrán tan sólo dos símbolos. Para fijar tanto el orden en el que
éstos han de escribirse como en el que habrán de leerse, la I.U.P.A.C. ha
tomado como base la siguiente secuencia de los diferentes elementos:
Metales, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F
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Entre los compuestos binarios encontramos: óxidos, hidruros,
peróxidos, superóxidos, hidrácidos y ciertas sales. Entre los compuestos
ternarios están los oxoácidos y ciertas sales; además de ciertos
compuestos denominados seudobinarios, los hidróxidos. Los estudiaremos
cada uno por separado.
 Óxidos:
Son compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en su
número de oxidación –2, con otro elemento, E, que posee n° de oxidación
positivo. Su fórmula general es:
E2On
Los subíndices surgen al intercambiar las valencias de ambos
elementos, y como ya dijimos, indican el número de veces que ese
elemento está presente en el compuesto.
 Formulación:
La forma más simple es a partir de sus elementos, simplemente con el
número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno es, en
este tipo de compuestos, siempre –2, mientras que para el otro elemento
será positivo. Veamos algunos ejemplos:
Na+
y
Ni3+ y
O2-
Na2O
O2-
Ni2O3
Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se
simplifican para llegar a la fórmula del óxido:
Ba2+ y
Sn4+ y
O2O2-
S6+ y O2-
Ba2O2
BaO
Sn2O4
SnO2
S2O6
SO3
 Nomenclatura:
Existen distintas formas de nombrar los compuestos químicos. Algunas,
como la recomendada por la I.U.P.A.C, más nueva, pero aún se usan otras
más antiguas. Es importante que las conozcas a todas, ya que trabajarás
con todas ellas.
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1) Nomenclatura por Atomicidad (I.U.P.A.C): Utiliza prefijos para cada
elemento que indica la cantidad de veces que están en ese compuesto.
Ejemplo para el caso de los óxidos:
Na2O
Monóxido de disodio
Ni2O3
Trióxido de diniquel
BaO
Monóxido de bario
SnO2
Dióxido de estaño
SO3
Trióxido de azufre
2) Nomenclatura por Numerales de Stock (I.U.P.A.C): Primero se indica el
tipo de compuesto seguido del elemento principal, con su valencia entre
paréntesis y en números -romanos.
Ejemplo para el caso de los óxidos:
Na2O
Oxido de sodio (I)
Ni2O3
Oxido de niquel (III)
BaO
Oxido de bario (II)
SnO2
Oxido de estaño (IV)
SO3
Oxido de azufre (VI)
Cuando el elemento principal tiene una sola valencia, puede no indicarse
la misma, ya que solo existe una posibilidad de formar el compuesto, pero
nunca puede omitirse si tiene más de una, pues es la forma en que se
diferencian los distintos compuesto que forma ese elemento.
3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto
químico, y luego el elemento principal, usando diferentes terminaciones e
incluso prefijos, para hacer referencia al número de oxidación del
elemento principal. Hay cuatro posibilidades:
 El elemento posee una única valencia: usa la terminación “ico”.
Ejemplo:
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BaO
Oxido bárico
 El elemento posee dos valencias: usa la terminación “ico”para la
mayor y “oso” para la menor. Ejemplo:
SnO
Oxido estañoso
SnO2
Oxido estánico
 El elemento posee tres valencias: usa la terminación “oso” con la
menor de ellas, “ico” con la intermedia y la mayor se indica con el prefijo
“per” y la terminación “ico”. Ejemplo:
CrO
Oxido cromoso
Cr2O3
Oxido crómico
CrO3
Oxido percrómico
 El elemento posee cuatro valencias: la menor de todas lleva el
prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente lleva
terminación “oso”, la tercera la terminación “ico” y la mayor usa el prefijo
“per” y la terminación “ico”. Ejemplo:
Cl2O
Oxido hipocloroso
Cl2O3
Oxido cloroso
Cl2O5
Oxido clórico
Cl2O7
Oxido perclórico
Comparemos las tres nomenclaturas para una misma serie de óxidos:
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Fórmula
Nomenclatura
Tradicional
Nomenclatura por
atomicidad
Cl2O
Oxido hipocloroso
Cl2O3
Oxido cloroso
Monóxido de
dicloro
Trióxido de dicloro
Cl2O5
Oxido clórico
Cl2O7
Oxido perclórico
Pentóxido de
dicloro
Heptóxido de
dicloro
39
Nomenclatura por
Numerales de
Stocks
Oxido de cloro (I)
Oxido de cloro
(III)
Oxido de cloro (V)
Oxido de cloro
(VII)
 El oxígeno se combinaba con diferentes tipos de elementos de la tabla
periódica, lo que determina la clase de óxido formado, así como otras
características, su comportamiento frente al agua y el tipo de compuesto
que forman en este caso. Existen cuatro clases de óxidos:
 Óxidos Básicos: se forman por combinación del oxígeno con un
elemento metálico, al disolverse en agua, producen Hidróxidos.
 Óxidos
Ácidos: se forman por combinación del oxígeno con
elementos no metálicos, y al disolverse en agua generan Oxoácidos.
 Óxidos Neutros: se forman por combinación del oxígeno con
metales y no metales, pero al mezclarse con el agua no reaccionan, por
lo que no forman ni hidróxidos ni oxoácidos.
 Óxidos Anfóteros: se obtienen por combinación del oxígeno con
elementos como Al, Be, Zn, Ga, Sn y Pb entre otros, y según el medio
en el que se encuentren, formarán hidróxidos u oxoácidos.
Para entender la siguiente parte, deberás aprender primero qué es una
reacción química. Una reacción química es el proceso por el cual una o
más sustancias, llamadas reactivos, cambian para formar una o más
sustancias nuevas, llamadas productos. Las reacciones químicas se
representan por medio de ecuaciones químicas, y por la tanto, se piensan
como las ecuaciones matemáticas, en las que entre reactivos y productos
hay un signo igual, generalmente representado por una flecha. Significa
que todos los elementos que están presentes entre los reactivos
deben estarlo entre los productos, y a la inversa. El signo “+” en la
reacción, se interpreta como “se combina con” y la “flecha” se interpreta
como “para formar”. Los reactivos están a la izquierda y los productos a
la derecha de la flecha, que hace las veces de signo igual. Entonces, los
reactivos se combinan para formar productos. Pero, toda reacción
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química es una ecuación, si la flecha representa, como dijimos antes, el
signo igual, debe haber tantos sodios y tantos oxígenos de un lado como
de otro. Lo cual es cierto, ya que los átomos no se crean ni se destruyen.
Debemos equilibrar, balancear la ecuación, y para lograrlo, usaremos
números enteros, llamados coeficientes estequiométricos, que van a
multiplicar los reactivos o productos hasta que todos los elementos
presentes estén en la misma cantidad de ambos lados de la flecha.
Veamos algunos ejemplos en los óxidos. Reacción de obtención
Los óxidos, en una reacción química, se forman a partir de sus
elementos (recordá que estos tienen valencia o n° de oxidación
cero).Entonces, el óxido de sodio se forma a partir de:
Na (s) + O2 (g)
Na2O (s)
Hay un átomo de Na entre los reactivos y dos entre los productos,
mientras que para el O la relación es inversa. ¿Por qué número deberé
multiplicar al Na y/o al O para igualar la ecuación? Si comenzamos por el
Na, podría multiplicar el elemento Na (en los reactivos) por 2, con eso
estaría balanceado:
2Na (s) + O2 (g)
Na2O
(s)
Si a continuación quiero balancear el O, también tendría que multiplicar
el óxido por 2, pero esto produce un desbalance del Na.
2Na (s) + O2 (g)
2 Na2O (s)
Pero si empiezo por balancear el O, esto no ocurre. Multiplico el óxido
por 2 y queda igualado el O, ahora tengo 4 átomos de Na entre los
productos,
Na (s) + O2
(g)
2 Na2O (s)
Dado que el Na está en forma monoatómica en los reactivos,
simplemente lo multiplico por 4, y la reacción está balanceada.
4 Na (s) + O2 (g)
2 Na2O
(s)
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Entonces, “4 átomos de Na se combinan con dos moléculas de Oxígeno
para formar 2 fórmulas unidad de óxido de sodio”. Es muy importante
recordar que:
 solo
se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los
subíndices. Un coeficiente, solo varía la “cantidad” de veces que “ese”
compuesto está presente en la reacción; pero un subíndice, cambia la
“identidad” del compuesto.
 Las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican
su estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l),
gaseosos (g) o acuosos (ac). Siempre acompañan a los compuestos
químicos en una reacción y a veces, permiten diferenciar entre dos
compuestos con la misma fórmula y distintas características (hidruros
e hidrácidos).
 Hidróxidos:
Se forman, como te indicamos antes, de la reacción de un óxido básico
con agua, en la que se produce la combinación del grupo hidroxilo u
oxidrilo (OH-) con el catión metálico. El grupo OH– es un ión poliatómico
con carga negativa –1, y se lo puede tomar como si fuera un solo elemento
con número de oxidación –1, por lo que estos compuestos se suelen llamar
seudobinarios. Su fórmula genérica es:
Me(OH)n
Me es el catión y el subíndice “n” es su valencia, que siempre se escribe
fuera de un paréntesis que abarca al oxidrilo, pues significa que
multiplica los dos elementos que lo componen, se interpreta como el
número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El
subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) ya que la carga del
oxidrilo es unitaria.
 Formulación
De nuevo, la manera más simple es partir desde el catión y el oxidrilo.
Por ejemplo:
Li+
(ac)
y
OH–
(ac)
LiOH
(ac)
Ca2+
(ac)
y
OH–
(ac)
Ca(OH)2 (ac)
Fe3+
(ac)
y
OH–
(ac)
Fe(OH)3
(ac)
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 Nomenclatura
Podemos usar la nomenclatura tradicional, indicando el tipo de
compuesto como “hidróxido” y utilizando las terminaciones adecuadas,
según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de”
seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su
número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Veamos
nuestros ejemplos:
LiOH
Hidróxido lítico o Hidróxido de Litio (I)
Ca(OH)2
Hidróxido cálcico o Hidróxido de Calcio (II)
Fe(OH)3
Hidróxido férrico o Hidróxido de hierro (III)
Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta
que no se indique el mismo, pues se supone conocido.
 Reacción de obtención
Se realizan de la misma manera que para los óxidos, incluido el
balanceo. Entre los reactivos están el óxido y el agua, y como producto el
hidróxido.
Li2O
(s)
+ H2O (l)
LiOH (ac)
En este caso, conviene empezar el balanceo por el metal y luego
balancear los oxígenos e hidrógenos.
 Oxoácidos:
Se forman por reacción de un óxido ácido con agua. Son compuestos de
tipo ternarios, que siempre tienen Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento,
que por ahora llamaremos E, y que en la mayoría de los casos es no
metálico (cuando estudiemos óxidos anfóteros veremos algunos casos en
los que E es un metal).
La fórmula general de los oxoácidos es:
HaEbOc
 Formulación
Para aprender a escribir la fórmula de un oxoácido, recordemos su
fórmula general:
HaEbOc
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Como siempre, cada subíndice representa, cuantas veces ese elemento
está presente en el compuesto, resultando: a= n° H, b= n° E y c= n°
O. Para los oxoácidos que se forman por combinación del óxido con una
sola molécula de agua (más adelante veremos los casos en que se
combinan con más moléculas de agua), estos subíndices toman el valor de:
 a= 1 si el número de oxidación de E es impar.
 a=2 si el número de oxidación de E es par.
 b=1 porque se forma partir de una sola molécula de agua.
 c= (n° H + n° de oxidación de E) dividido 2, lo que expresado en
forma matemática, resulta:
c = a + n° oxidación de E
2
Tomemos unos ejemplos:
a) Formulemos el oxoácido de N(V). Escribimos los elementos
constituyentes del compuesto, respetando siempre el orden de los
mismos, sin colocar ningún subíndice:
HNO
Como el N tiene valencia impar (V), a=1; se forma con una molécula de
agua, por lo que b=1; el valor de c se calcula como:
c=1+5=3
2
La fórmula del oxoácido es:
HNO3
b) Probemos escribir la fórmula del oxoácido de S(IV). Seguimos los
mismos pasos que en caso anterior, primero el esqueleto de la fórmula:
HSO
Dado que el S actúa con valencia par a = 2, b también vale 1, y calculando
c, resulta:
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c=2+4=3
2
La fórmula es:
H2SO3
 Nomenclatura
La I.U.P.A.C admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo
la palabra ácido y agregando la terminación (y el prefijo si se requiere)
correspondiente al índice de oxidación, al nombre del elemento (se
trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos).De esta forma el oxoácido
de N(V) se llama ácido nítrico, porque usa el mayor número de oxidación y
el de S será ácido sulfuroso porque usa el menor.
Hay otra nomenclatura, recomendada por la I.U.P.A.C, que es sencilla y
sistemática. Primero se coloca “oxo”, para indicar la presencia de O en el
ácido, con un prefijo, mono, di, tri, tetra, etc., que indique la cantidad del
mismo (señalada por el subíndice del O); luego se escribe el nombre del
elemento central con terminación “ato” seguida de su valencia entre
paréntesis y en n° romano, y finalmente se añade “de Hidrógeno”. Para
los oxoácidos que formulamos antes sería:
HNO3 Trioxo nitrato (V) de hidrógeno
H2SO3 Trioxo Sulfato (IV) de hidrógeno
 Pero, ¿qué pasa si nos encontramos con la fórmula y tenemos que
nombrarlo? O a la inversa, tenemos que formular un oxoácido a partir de
su nombre. Para el primer caso, hay que averiguar la valencia con que
actúa el elemento central, y la forma más simple de hacerlo es sabiendo
que:
 La carga total del compuesto es cero.
 El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa siempre con número
de oxidación –2.
 El hidrógeno, en este tipo de compuestos, con número de oxidación
+1.
 El elemento central actúa con número de oxidación positivo.
Para saber en cual número de oxidación está actuando E, sumamos los
números de oxidación de todos los elementos que forman el compuesto,
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multiplicados por su respectivo subíndice y los igualamos a cero, de la
ecuación resultante despejamos el valor del número de oxidación de E. Un
ejemplo:
H2SO4
Este es un oxoácido de S, si planteo la ecuación, la valencia con que
actúa el S resulta:
2(+1)+(x)+4(-2)=0
2+x –8=0
x-6=0
 x= +6
Ahora puedo nombrarlo, ya que (VI) es la mayor de las dos valencias
con las que forma oxoácidos, es el Ácido Sulfúrico.
Para la segunda pregunta usemos como ejemplo el ácido hipocloroso. EL
elemento central es Cl, y tiene cuatro valencias con las que puede formar
oxoácidos: I, III, V y VII. ¿Cuál usa? Por el prefijo y la terminación en el
nombre, es ,la menor de todas, I. Para escribir su fórmula, solamente sigo
los pasos que aprendimos antes, escribo los tres elementos en orden:
HClO
Como se forma con una molécula de agua, b=1, a vale 1 pues la valencia
es impar, y c resulta:
c=1+1=1
2
La fórmula del ácido hipocloroso es:
HClO
 Reacción de obtención
Tenemos que escribir la reacción entre el agua y un óxido ácido, en la
que el producto es un oxoácido, y por supuesto, como es una reacción, la
balanceamos. Probemos con los que ya formulamos:
N2O5 (g) + H2O (l)
2 HNO3
(ac)
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SO3
(g)
+ H2O
Cl2O + H2O
(l)
(l)
H2SO4
(ac)
2 HClO
(ac)
 Casos especiales
1) Oxoácidos de Boro: el B forma un solo óxido (B2O3), pero este puede
combinarse con una y con tres moléculas de agua, obteniéndose dos
oxoácidos distintos.
B 2O 3
(s)
+ H 2O
B 2O 3
(s)
+ 3 H2O (l)
(l)
2 HBO2
(ac)
H3BO3
(ac)
¿cómo los nombramos para diferenciar cuál se forma con una molécula
de agua y cuál con tres? Tenemos dos ácidos con el mismo número de
oxidación, por lo que usamos la misma terminación para indicarlo, pero es
indispensable diferenciarlos, ya que claramente no son el mismo
compuesto. ¿qué hacemos? Simplemente agregamos un prefijo que indica
el número de moléculas de agua con las que se combinó.
Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de
agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido
se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso
tres, se antepone el prefijo “orto”.
Así, los oxoácidos del B se llaman:
HBO2
Ácido Metabórico
H3BO3
Ácido Ortobórico
2) Oxoácidos de Si: El Si también tiene un solo óxido (SiO2) que se puede
combinar con una y con dos moléculas de agua para formar oxoácidos:
SiO2
SiO2
(s)
(s)
+ H2O
(l)
+ 2 H2O (l)
H2SiO3 (ac)
H4SiO4 (ac)
Para nombrarlos usamos el mismo mecanismo que para el B.
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Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de
agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido
se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso
dos, se antepone el prefijo “orto”.
Los dos oxoácidos de Si formados se denominan:
H2SiO3
Ácido Meta silícico
H4SiO4
Ácido Ortosilícico
3) Oxoácidos de P, As y Sb: estos tres elementos, que se ubican en el
mismo grupo de la tabla periódica y tienen el mismo comportamiento.
Todos forman óxidos con n° de oxidación +3 y +5, cada uno de los cuales
se puede combinar con una, dos y tres moléculas de agua, para dar
oxoácidos, lo que suma un total de seis oxoácidos diferentes para cada
elemento. Veamos uno como ejemplo:
P(III):
P2O3
(s)
+ H2O (l)
P2O3
(s)
+ 2 H2O
P2O3
(s)
+ 3 H2O
(l)
(l)
2 HPO2
(ac)
H4P2O5
(ac)
2 H3PO3
(ac)
P(V):
P2O5
(s)
+ H2O (l)
P2O5
(s)
+ 2 H2O
P2O5
(s)
+ 3 H2O
(l)
(l)
2 HPO3
(ac)
H4P2O7
(ac)
H3PO4
(ac)
Los nombramos siguiendo las reglas anteriores.
Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de
agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido
se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso
tres, se antepone el prefijo “orto”. Y para el caso en que se combina con
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dos moléculas de agua, como no es ni la menor ni la mayor cantidad de
moléculas de agua, usamos el prefijo “piro”.
HPO2
Ácido Metafosforoso
H4P2O5
Ácido Pirofosforoso
H3PO3
Ácido Ortofosforoso
HPO3
Ácido Metafosfórico
H4P2O7
Ácido Pirofosfórico
H3PO4
Ácido Ortofosfórico
Es importante que prestes atención a tres cosas:
 La asignación de los prefijos: No usamos “orto” para tres
moléculas de agua, sino para el mayor número de ellas con las que puede
combinarse el óxido, ya que no todos los óxidos que tienen este
comportamiento se combinan con la misma cantidad de moléculas de
agua, como pudiste observar al estudiar cada uno.
 El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado. Por
ejemplo, el ácido ortofosfórico, suele llamarse simplemente ácido
fosfórico.
 Formulación: No se aplican las reglas que vimos para los oxoácidos
que se forman con una sola molécula de agua. Hay que aprender sus
fórmulas de memoria. Con suficiente práctica y la ayuda de este
cuadro podrás hacerlo.
Prefijo
B (III)
Si (IV)
Meta
Piro
Orto
Moléculas
de H2O
112
-313
1y3
213
-414
1y2
P, As y Sb P, As y Sb
(III)
(V)
112
113
425
427
313
314
1, 2 y 3
1, 2 y 3
Los números en cada casilla indican los subíndices de cada compuesto
según su n° de oxidación y la cantidad de moléculas de agua con las que se
combina el óxido (las posibilidades se indican en la última fila). Por
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ejemplo, el ácido Metabórico: cruzamos la primera fila con primera
columna y dice 112, esto indica 1H, 1B y 2 O.
 Óxidos Anfóteros:
Son los óxidos que frente al agua presentan un comportamiento dual,
pudiendo formar hidróxidos u oxoácidos, según la concentración relativa
de H+ (protones) y OH- presentes en el medio en que se produce la
reacción. Este comportamiento puede ocurrir para un elemento con una
sola valencia, como Zn y Al; y para elementos con más de una valencia, en
cuyo caso puede ser anfótera una sola de ellas, ejemplo Cr(III), o las dos,
caso de Pb y Sn en sus valencias II y IV.
Además, algunos de ellos pueden combinarse también con más de una
molécula de agua, para formar oxoácidos. En estos casos, se trabaja igual
que con los casos especiales.
 Zn: forma un solo óxido que se combina con agua para dar un hidróxido
o un oxoácido:
ZnO + H2O
ZnO + H2O
Zn(OH)2 (ac)
H2ZnO2
(ac)
Ácido cínquico
 Al: forma un solo óxido, que puede dar un hidróxido:
Al2O3 (s) + H2O (l)
Al(OH)3 (ac)
y puede combinarse con una o con tres moléculas de agua para dar dos
oxoácidos diferentes:
Al2O3 (s) + H2O (l)
Al2O3 (s) + 3 H2O(l)
2 HAlO2 (ac)
2 H3AlO3
Ácido Metaalumínico
(ac)
Ácido Ortoalumínico
 Pb y Sn: presentan comportamientos similares para sus dos valencias,
las que pueden dar hidróxidos, y combinarse con una y dos moléculas de
agua para formar oxoácidos.
PbO
(s)
+ H2O (l)
Pb(OH)2 (ac) Hidróxido Plumboso
PbO
(s)
+ H2O (l)
H2PbO2
(ac)
Ácido Metaplumboso
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PbO (s) + 2 H2O (l)
PbO2 (s) + H2O (l)
PbO2
PbO2
(s)
(s)
+ H2O
H4PbO3 (ac) Ácido Ortoplumboso
Pb(OH)4 (ac) Hidróxido Plúmbico
H2PbO3 (ac) Ácido Metaplúmbico
(l)
+ 2 H2O (l)
H4PbO4
(ac)
Ácido Ortoplúmbico
 Cr: presenta anfoterismo entre las valencias y dentro de una de ellas.
actúa como base para valencia II, como ácido para valencia VI y es
anfótera para valencia (III). Dá hidróxidos con II y III, y forma
oxoácidos con III y VI.
CrO (s) + H2O
(l)
Cr2O3 (s) + H2O (l)
Cr(OH)2 (ac)
Hidróxido Cromoso o de cromo (II)
Cr(OH)3 (ac)
Hidróxido Crómico o de cromo (III)
Cr2O3 (s) + H2O (l)
HCrO2 (ac)
Ácido Cromoso
CrO3 (s) + H2O (l)
H2CrO4 (ac)
Ácido Crómico
 Hidrácidos:
Estos ácidos se forman por combinación de H, con n° de oxidación +1 y
un elemento no metálico: F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación 1, o S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Existen en forma
acuosa. (También existe esta combinación de elementos en forma no
acuosa, pero no se comportan como ácidos. Más adelante veremos estos
compuestos y otros compuestos binarios que el H forma con metales y no
metales, todos llamados hidruros)
 Formulación
Escribimos primero el H, con la valencia del no metal como subíndice, y
luego el no metal. La fórmula general es:
HEn
Podemos formularlos conociendo conociendo los números de oxidación
de cada elemento constituyente. Por ejemplo:
H+ (ac) y I- (ac)
H+ (ac) y Te2- (ac)
HI
(ac)
H2Te (ac)
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 Nomenclatura
Indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del elemento
terminado en “hídrico”:
HI
Ácido Iodhídrico
H2Te
Ácido Telurhídrico
 Reacción de obtención
Es entre ambos elementos
balanceada:
H2
H2
(g)
(g)
+ I2
+ Te (s)
(g)
con
valencia
cero,
correctamente
2 HI (ac)
H2Te
(ac)
 Sales:
Se forman por combinación de una base y un ácido. Hay varias
posibilidades:
 Hidróxido y ácido
 Metal y ácido
 Óxido básico y ácido
 Óxido básico y óxido ácido
La forma más común es la primera, por combinación de un ácido y un
hidróxido. Las sales provenientes de oxoácidos se denominan oxosales y
aquellas que provienen de hidrácidos se denominan genéricamente sales
de uro, por ser esta la terminación de su nombre. Para obtener su
fórmula, se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes
formando un anión, cuya carga será “igual al número de H perdidos”; por
otro lado, el hidróxido pierde sus oxhidrilos dejando al metal como
catión. Estos dos iones interaccionan entre sí para formar la sal, mientras
que los oxhidrilos y los protones, se combinan para dar agua. La carga del
catión, que coincide con su número de oxidación, se coloca sin signo, como
subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del
catión. Esta reacción en particular, se llama reacción de neutralización, y
en ella siempre se produce una sal y agua.
Veamos un ejemplo simple, con una sal de uro:
LiOH
(ac)
+
HCl (ac)
Li+ + OH- + H+ + Cl-
LiCl (ac) + H2O
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(l)
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La reacción total se escribe:
LiOH
(ac)
+
HCl (ac)
LiCl (ac) + H2O
(l)
Probemos ahora con una oxosal:
NaOH
(ac)
+ HClO
(ac)
Na+ + OH- + H+ + ClO-
NaClO
(ac)
+ H 2O
(l)
La reacción total también está balanceada y es:
NaOH
(ac)
+ HClO
(ac)
NaClO
(ac)
+ H 2O
(l)
Una ayudita para aprender a balancear estas reacciones: empezá por el
elemento metálico, después equilibrá el elemento principal del oxoácido, y
por último, los H y O, en cualquier orden. Vas a ver que si todos tus
compuestos están bien escritos y la reacción está bien planteada,
después de balancear el metal, el elemento principal del oxoácido y el H
(o el O) el elemento restante debería estar balanceado.
 Nomenclatura:
Para nombrar las oxosales:
Según la I.U.P.A.C, se indica primero el nombre del anión, proveniente
del ácido, utilizando el mismo tipo de nomenclatura (con prefijos para el
O, terminación ato, para el elemento central y con su valencia entre
paréntesis y números romanos), seguido del nombre del catión con su
respectivo número de valencia, en romanos y entre paréntesis. También
podes usar la nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal,
es bastante común cuando este posee más de una.
 Si el oxoácido termina en “oso” se reemplaza por “ito”.
 Si el oxoácido termina en “ico” se reemplaza por “ato”.
 Si el nombre del oxoácido incluía un prefijo, este no cambia.
Para las sales de uro:
 La terminación “hídrico” se reemplaza por “uro” (de allí su nombre).
Algunos ejemplo:
La sal NaClO, proviene de la combinación del ácido hipocloroso con
hidróxido de sodio, reemplazando oso por ito, la llamamos “hipoclorito de
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sodio”, o por la nomenclatura sistemática, “oxoclorato (I) de sodio”.
La sal Na2SO4 se forma por combinación de ácido sulfúrico con hidróxido
de sodio, reemplazando ico por ato, se llama “sulfato de sodio” o por la
nomenclatura sistemática, “tetra oxosulfato (VI) de sodio”. Para la sal
NaCl debemos cambiar “hídrico” por “uro”, entonces se la llama “cloruro
de sodio”. La sal CaCl2 se denomina “cloruro de calcio”. La sal CaSO4 la
llamamos “sulfato de calcio” o por la nomenclatura sistemática, “tetra
oxosulfato (VI) de calcio”.
 Sales ácidas y básicas:
Algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o
las bases que las originan, cuando estos poseen más de un H u oxidrilo,
respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o
más H si es una sal ácida, y uno o más oxidrilos si la sal es básica.
Solo hay que prestar atención, porque al no perder todos los H u OH - , la
carga total de los iones formados no es la misma.
 Nomenclatura
Se indica, luego del nombre del anión, la presencia de H u oxidrilos con
la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando
los prefijos di, tri, etc.
Sulfato ácido de calcio:
Sulfato básico de calcio
Ca(HSO4)2
Ca(OH)2SO4
De los ejemplos anteriores podemos deducir que
 Si la sal es ácida el/los hidrógeno/s siempre quedará/n unido/s al
anión y formará/n parte de él.
 Si la sal es básica el/los oxidrilo/s siempre quedará/n unido/s al
elemento metálico y formará/n parte del catión.
 Si la sal es ácida el/los hidrógenos irá/n neutralizando la cantidad
de cargas del anión de la sal neutra.
 Si la sal es básica el/los oxidrilos irá/n neutralizando la cantidad de
cargas del elemento metálico de la sal neutra.
 Peróxidos y superóxidos:
Son compuestos formados por un metal y O, actuando este último con
número de oxidación mayor a -2, pero también negativos. Una
característica particular de estos compuesto, es que el O nunca se halla
en forma monoatómica, sino diatómica. Para nombrarlos simplemente se
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indica el tipo de compuesto, peróxido o superóxido, según corresponda,
seguido del nombre del metal.
 Peróxidos: el O actúa con número de oxidación -1 y al ser diatómico la
fórmula de su anión es O22-(anión peróxido).
Ejemplos:
Peróxido de sodio:
Na2O2
El subíndice del sodio no es otra cosa que la carga del anión peróxido.
Este, por su parte, tiene su propio subíndice y como el sodio posee
valencia +1 no se agrega nada.
Peróxido de Calcio:
CaO2
En este caso, ambos iones, poseen una carga igual a 2, Mg2+ y O22-, por
lo que al colocar los respectivos subíndices, estos se cancelan y solo
permanece el que indica el tipo de anión.
Peróxido niquélico:
Ni2(O2)3
Para este caso, los iones poseen diferente carga, por lo que no se
cancelan los subíndices, y es necesario colocar el anión peróxido entre
paréntesis.
 Superóxidos: el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser
diatómico la fórmula de su anión es O2- (anión superóxido).
Ejemplos:
Superóxido de sodio:
NaO2
Como ambos iones tienen una carga igual a 1, ninguno lleva subíndice.
Superóxido de estaño:
Sn(O2)2
En este caso, se indica como subíndice la valencia del Sn (II), poniendo
entre paréntesis el anión superóxido.
Importante: El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de
enlace diatómico nunca se simplifica, por lo que debes aprender bien los
tres tipos de compuestos binarios que forma el oxígeno y no confundirlos.
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A modo de ejemplo, para que veas la diferencia entre ellos:
Oxido de estaño:
SnO
Peróxido de estaño:
Superóxido de estaño:
SnO2
Sn(O2)2
 Hidruros:
Para formar un hidruro, el anión hidruro, H- , se puede combinar con
cualquier elemento que posee una carga positiva, sea metal o no metal.
Su fórmula general, para hidruros metálicos, es:
MeHn
Al ser un compuesto binario, los elementos que lo componen
intercambian sus números de valencia, que se colocan como subíndices. Es
importante que prestes atención a como está escrita la fórmula, con el H
en segundo lugar, al revés que los hidrácidos.
Para nombrarlos, se indica “hidruro de” seguida del nombre del metal.
Ejemplo:
NaH Hidruro de sodio
MgH2 Hidruro de Magnesio
 Para los hidruros de elementos no metálicos, F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N,
B, P, C, etc., la fórmula se escribe al revés, primero el H y luego el no
metal. Si este es uno de los que pueden formar hidrácidos, siempre debe
acompañarse del estado de agregación gaseoso, ya que no son el mismo
compuesto.
HnE
 Nomenclatura:
Primero, el nombre del elemento con terminación “uro” seguido por
“de hidrógeno”. También se puede usar otra forma, que usa “hidruro de”,
con un prefijo que indica la cantidad de H, seguido por el nombre del
elemento. Por ejemplo:
HCl Cloruro de hidrógeno
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H2Se Selenuro de hidrógeno o de dihidrógeno
 Los elementos no metálicos que forman este tipo de compuesto y que
no pertenecen al grupo de los halógenos ni al grupo del O, reciben
nombres particulares, no todos son gaseosos, e incluso, pueden ser bases
y no formar ácidos al disolverse en agua.
 Ácidos especiales del azufre:
Este grupo de ácidos está constituido por aquellos oxoácidos del
azufre que poseen más de un átomo de azufre o que contienen unión
peróxido en los oxígenos constituyentes de la molécula.
Oxoácidos con
dos átomos de
azufre
Los átomos de azufre
están unidos entre sí
Los átomos de azufre
no están unidos entre sí
Oxoácidos con
tres o más
átomos de azufre
Contienen unión
peróxido
(oxígeno-oxígeno)
(peroxiácidos)
H2S2O3 ácido tiosulfúrico
H2S2O4 ácido ditionoso
H2S2O5 ácido pirosulfuroso
H2S2O6 ácido ditiónico
H2S2O7 ácido pirosulfúrico
H2SnO6 ácidos politiónicos
(Por ejemplo, H2S4O6 ácido tetratiónico)
H2SO5 ácido peroximonosulfúrico
H2S2O8 ácido peroxidisulfúrico
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Ejercitación
1) Determinar el número de oxidación de cada elemento en cada uno de
los siguientes compuestos, indicar el tipo de compuesto:
a) Ag2O b) HNO3 c) NH4+ d) NaH e) Au2O3 f) SO42- g) H2SO4
h) Cu2O i) CuO j) KCl k) MnO4- l) MnO42- m)Hg2O n) HgO
ñ) VO3- o) NO2- p) BF4- q) NiO r) Ni2O3 s) ZnO t) SnO
u) Al(OH)3 v) Cr2O72w) Be(OH)2
x) Iy) I2
z) H3PO4
2) Escribir la fórmula correspondiente:
a) óxido de sodio
b) óxido hipobromoso
c) óxido de iodo (V)
d) óxido cúprico
e) óxido de fósforo (III)
f) óxido de cobre (I)
g) óxido de fósforo (V)
h) óxido fosforoso
i) óxido clórico
j) óxido de cromo (III)
k) dióxido de carbono
l) óxido potásico
m) óxido de litio
n) heptóxido de cloro
ñ) óxido hipobromoso
o) superóxido de estroncio
p) peróxido de plata
q) óxido de manganeso (II)
r) dióxido de manganeso
s) óxido de cromo (VI)
t) óxido de plomo (IV)
u) óxido plumboso
v) óxido de níquel (II)
w) óxido de cadmio
x) óxido de zinc
y) óxido estañoso
z) óxido de estaño (IV)
3) Indicar los todos los nombres posibles correctos de los siguientes
óxidos:
a) Ag2O
b) Al2O3
c) Au2O
d) Au2O3
e) BaO
f) BeO
g) Bi2O5
h) Bi2O3
i) CaO
j) FeO
k) Hg2O
l) Cr2O3
m) PbO2
n) Cl2O7
ñ) Br2O7
o) P2O3
p) H2O2
q) Sb2O3
r) CrO
s) Cu2O
t) Fe2O3
u) K2O
v) Li2O2
w) I2O3
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x) Mn2O3
y) NaO2
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z) MnO
4) Escribir las ecuaciones de obtención de los compuestos de los ejercicios
2 y 3 a partir de sus elementos y clasificarlos como óxidos ácidos, básicos,
anfóteros o neutros.
5) Para los óxidos de los ejercicio 2 y 3, escribir, cuando corresponda, la
reacción de obtención de sus hidróxidos y nombrarlos.
6) Escribir las fórmulas de los siguientes ácidos:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
bromhídrico
perclórico
piroarsenioso
nítrico
carbónico
brómico
metaplumboso
permangánico
sulfuroso
sulfhídrico
cínquico
l)
m)
n)
o)
p)
q)
r)
s)
t)
u)
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
sulfúrico
mangánico
telúrico
selenhídrico
hipobromoso
crómico
ortobórico
silícico
ortoestágnico
fosforoso
6) Escribir los nombres correctos posibles para los siguientes ácidos:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
HCl
HNO2
H2SeO3
HF
HIO4
HPO3
H3BO3
HBO2
H3PO3
HBrO2
HBO2
HNO3
H4P2O7
HCrO2
7) Nombrar las siguientes sales:
a) Cd(OH)Cl
o)
p)
q)
r)
s)
t)
u)
v)
w)
x)
y)
z)
H4Sb2O5
HAlO2
H4PbO4
H2Cr2O7
H 2S
H2CO3
H4As2O7
H2PbO2
H2MnO4
H2SnO3
H3AlO3
HMnO4
b) KHSO3
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c)
d)
e)
f)
Li2HAsO4
[Sn(OH)2]3(PO4)2
Au2(HBO3)3
Co(OH)2]2SO3
g) HgHS
h) [Ga(OH)]2(Sb2O5)
8) Escribir la fórmula de las siguientes sales:
a) Sulfato ácido de estroncio
b) Bromuro dibásico férrico
c) Metaantimonito básico de
cinc
d) Pirofosfato dibásico de
plomo
e) Piroantimonito tribásico de
plomo
f) Telurito ácido estañoso
g) Carbonato ácido de litio
h) Sulfito dibásico de hierro
(III)
i) Nitrato básico de bario
j) Clorato tribásico de plomo
(IV)
k) Periodato
dibásico
de
alumnio
l) Sulfuro ácido de sodio
m) Ortoaluminato
ácido
cuproso
n) Silicato triácido cobáltico
o) Metaplumbito
ácido
de
magnesio
p) Bromato básico cúprico
q) Sulfuro dibásico niquélico
9) Unir con flechas según corresponda el nombre con la fórmula.
Hidróxido de calcio
Carbonato ácido de calcio
Hidróxido áurico
Ácido sulfhídrico
Ortofosfito cúprico
Permanganato de potasio
Cloruro argéntico
Carbonato de bario
Óxido de magnesio
Sulfato de litio
Plumbito diácido de sodio
Metaborato básico de estroncio
Silicato ácido de hierro (II)
Cloruro de hidrógeno
Metaestañato de cadmio
Dióxido de silicio
Sulfato cúprico pentahidratado
Estañito diácido cobáltico
Ácido pirofosforoso
Carbonato dibásico férrico
H 2S
KMnO4
BaCO3
Na2H2PbO3
Ca(OH)2
Cu3(PO3)2
AgCl
MgO
Ca(HCO3)2
Sr(OH)BO2
Li2SO4
Au(OH)3
Co2(H2SnO3)3
SiO2
HCl
CuSO4.5H2O
H4P2O5
[Fe(OH)2]2CO3
CdSnO3
Fe3(HSiO4)2
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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 Del Número Másico al Peso Atómico
Dado que el tamaño de los átomos es muy pequeño y que sus masas son
extremadamente pequeñas, es muy molesto expresar la masa de los mismos
en gramos. Por ejemplo, la masa en gramos del átomo más grande que se
conoce es de 4 x 10-22 gr.
Por ello se utiliza una unidad de masa mucho más apropiada para
referirnos a la masa de los átomos, moléculas e iones. La unidad es la uma, la
unidad de masa atómica, que equivale a una doceava parte de la masa del
núcleo del isótopo más abundante del carbono: el 12C. Se corresponde
aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se
abrevia como uma, aunque también puede encontrarse por su acrónimo
inglés: amu (Atomic Mass Unit).
1 uma = 1.67 · 10-27 kg
1 g ~ 6 · 1023 uma
Por ejemplo, la masa atómica (comúnmente llamado peso atómico) del Silicio
es de 28,1 uma.
 Peso Molecular. Peso Fórmula. Peso Iónico
Cuando dos o más átomos se mantienen químicamente unidos, dan lugar a
la formación de moléculas. Para encontrar el peso molecular de una molécula
simplemente deben sumarse los pesos atómicos que componen la molécula.
Los subíndices en las fórmulas químicas indican el número de átomos de cada
elemento que compone la molécula.
¿Cómo calcular el peso molecular del agua?
Una molécula de agua se encuentra formada por dos átomos de hidrógeno
y un átomo de oxígeno. El agua tiene un peso molecular de 18 uma:
2 x 1 uma + 1 x 16 uma = 18 uma
Para el ácido sulfhídrico el peso molecular sería:
2 x 1 uma + 1 x 32 uma = 34 uma
Las sales se encuentran formadas por iones, cationes y aniones. El cloruro
de sodio (NaCl), por ejemplo, se encuentra formado por iones Na +, cargados
positivamente y iones Cl-, cargados negativamente. Un cristal de cloruro de
sodio se encuentra formado por miles de estos iones los cuales se mantienen
unidos casi exclusivamente por la acción de una sola fuerza, la atracción
electrostática producida entre cargas opuestas. No existen moléculas
discretas de NaCl en una muestra de NaCl, sino que existe un conjunto de
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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varios iones, positivos y negativos, atraídos entre sí electrostáticamente.
Por lo tanto si tenemos un cristal de NaCl en la mano tenemos que saber que
no estamos en presencia de una molécula de NaCl, sino que tenemos miles de
iones Na+ y miles de iones Cl-, que se disponen de modo tal de formar una
red cristalina. Por lo tanto es incorrecto decir peso molecular del NaCl (o de
cualquier sal y otros compuestos) sino que se dice peso fórmula. Este se
refiere al de una fórmula unidad de NaCl. Para calcular el peso fórmula de
un compuesto simplemente se suman los pesos atómicos de los átomos
constituyentes del compuesto.
El peso fórmula del NaCl es entonces:
1 x 23 uma + 1x 35,5 uma = 58,5 uma
El peso iónico es el peso de un ión. El peso iónico será igual al peso
atómico en el caso de que el átomo haya ganado o cedido electrones (dado
que el peso del electrón es muy pequeño se lo considera despreciable). Si en
cambio hay varios átomos constituyendo al ión, se obtiene el peso iónico del
mismo modo que el peso molecular o el peso fórmula: sumando los pesos
atómicos de todos los átomos constituyentes del ión.
Peso iónico del calcio, Ca2+ = 40 uma
Peso iónico del sulfato, SO42- =
PAS + 4 PAO = 32 uma + 64 uma = 96 uma
 El Mol
Un mol, es simplemente una unidad de cantidad, así como es la docena, la
centena, la decena, etc. Una decena nos da idea del número 10, una docena
del número 12, la centena del número 100. Un mol nos da la idea del número
6.0221 x 1023. En general, está permitido utilizar el número 6 x 1023 dado
que no se comete demasiado error.
Una docena de mandarinas nos da la idea de doce mandarinas, por lo tanto
un mol de moléculas de cloro nos da la idea de un conjunto de 6 x 1023
moléculas de cloro. Un mol de moléculas de nitrógeno nos da la idea de 6 x
1023 moléculas de nitrógeno.
Así como podemos decir, una docena de papas, una docena de naranjas o
una docena de huevos (dándonos en todos los casos la idea del número 12,
sin importar de qué se trate) también podemos decir un mol de átomos de
cloro, un mol de átomos de nitrógeno, significando en todos los casos un
valor de 6 x 1023 átomos. También podemos hablar de un mol de iones. Por
ejemplo, un mol de iones Na+, significando la presencia de 6 x 1023 iones Na+.
¿Por qué se utiliza el mol?
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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Dado que el tamaño de las partículas (ya sean átomos, iones, moléculas o
fórmulas unidad) es tan pequeño, no se podría trabajar en el laboratorio con
las diferentes partículas. Para poder trabajar con las distintas sustancias
debemos hacerlo con un gran número de ellas, es decir con 6 x 1023.
El mol es entonces un múltiplo que nos sirve para trasladarnos de la
escala de los átomos y moléculas (que se escapan de nuestro dominio e
incluso de nuestro entendimiento) a la escala de los gramos.
6 x 1023 se denomina Número de Avogadro, y se lo simboliza con la letra
N. Entonces un mol de partículas contiene un número de Avogadro de
partículas.
Ejemplos:
1) Una botella contiene 2 moles de moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4).
¿Cuántas moléculas contiene la botella?
1 mol de moléculas de H2SO4---------------6 x 1023 moléculas de H2SO4
2 moles de moléculas de H2SO4----------- x= 1,2 x 1024 moléculas de
H2SO4
2) Si una botella tiene 2,4 x 1025 moléculas de cloro, ¿cuántos moles de
moléculas contiene?
6 x 1023 moléculas de Cl2--------------- 1 mol de moléculas de Cl2
2,4 x 1025 moléculas de Cl2---------- x= 40 moles de moléculas de Cl2
3) Un tubo contiene 100.000 moléculas de fósforo (P4).
a) ¿Cuántos moles de moléculas de P4 contiene?
b) ¿Cuántos átomos de P contiene?
c) ¿Cuántos moles de átomos de P contiene?
a)
6 x 1023 moléculas de P4--------------1 mol de moléculas de P4
100.000 moléculas de P4 ------ x = 1,7 x 10-19 mol de moléculas de P4
b)
1 molécula de P4 -------- 4 átomos de P
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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105 moléculas de P4 ------ x= 4 x 105 átomos de P
c)
6 x 1023 moléculas de P4 ----------- 4 moles de átomos de P
105 moléculas de P4 ---------------- x = 6,67 x 10-19 moles de átomos de P
 Volumen molar
El volumen molar es el volumen que ocupa un mol de moléculas de cualquier
gas bajo condiciones llamadas “normales” de presión y temperatura (CNPT)
en donde la presión es de 1 atmósfera y la temperatura de 0 ºC. El volumen
molar para cualquier gas en CNPT es igual a 22, 4 litros.
Es decir que si un mol de moléculas de gas ocupa 22, 4 L, en este volumen
se van a encontrar 6 x 1023 moléculas del gas.
Ejemplos:
1) ¿Qué volumen ocuparán 5 moles de nitrógeno (N2) en condiciones
normales de presión y temperatura?
1 mol de moléculas de N2 ----------- 22,4 L en CNPT
5 moles de moléculas de N2 ----------- x = 112 L
2) Si en un tubo de gas se encuentran presentes 15 L de H2 en CNPT:
a) cuántos moles de moléculas de H2 contiene el tubo?
b) cuántas moléculas de H2 contiene?
c) cuántos átomos de H2 contiene el recipiente?
a)
b)
c)
22,4 L de H2 --------------------1 mol de moléculas de H2
15 L de H2 ------------------ x= 0,67 moles de moléculas de H2.
22,4 L de H2 -------------------- 6 x 1023 moléculas de H2
15 L de H2 ------------------x = 4,01 x 1023 moléculas de H2
22,4 L de H2 -------------------- 2 x 6 x 1023 átomos de H
15 L de H2 ------------------x = 8,03 x 1023 átomos de H
 Relación entre moles y masa
Podemos definir el concepto de mol de otra forma: “un mol es la
cantidad de materia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas,
iones o cualquier partícula que se considere) como el número exacto de
átomos en 12 gramos de 12C”. Este número es 6 x 1023 y al igual que en el
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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carbono, en cualquier otra sustancia, siempre que tengamos un número de
Avogadro de partículas, su masa será numéricamente igual a la masa de una
sola partícula (PA, PM, PF, PI) pero expresada en gramos.
La masa en gramos de un mol de sustancia se denomina, en general, masa
molar, y en particular, de tratarse de un mol de átomos, átomo gramo; de
tratarse de un mol de fórmulas unidad, fórmula gramo; para un mol de
moléculas, molécula gramo y para un mol de iones, ión gramo.
Ejemplos:
PA del Cl = 35,5 uma
1 átomo de Cl --------------------35,5 uma
1 mol de átomos de Cl ---------35,5 g ---------1 átomo gramo de Cl
2) PI Cl- = 35,5 uma
1 ión Cl- ----------------------------35,5 uma
1 mol de iones Cl- ---------------35,5 g --------- 1 ión gramo de Cl3) PM Cl2 = 71 uma
1 molécula de Cl2-----------------71 uma
1 mol de moléculas de Cl2 ----71 g----1 molécula gramo de Cl2----22,4L de Cl2
en (CNPT)
4) PF CaCl2 = 111 uma
1 fórmula unidad de CaCl2 -------------111 uma
1 mol de fórmula unidad de CaCl2 ---111 g ---------1 fórmula gramo de CaCl2
5) En un recipiente se encuentran 12 g de Na2SO4. Calcule:
a) Cuántos moles de fórmula unidad contiene?
b) Cuántos moles de iones contiene el recipiente?
a) PF Na2SO4 = 142 uma.
142 g de Na2SO4 --------------------1 mol de fórmulas unidad
12 g de Na2SO4 ------------------ x = 0,084 mol de fórmulas unidad
b) Observando la fórmula del Na2SO4 vemos que está constituida por dos
iones sodio y un ión sulfato, esto hace un total de tres iones por fórmula
unidad de Na2SO4. Por lo tanto:
142 g de Na2SO4 --------------------3 moles de iones
12 g de Na2SO4 ------------------- x = 0,25 moles de iones
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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Ejercitación
1) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en cada una de las siguientes
sustancias?
a) 21,4 g de oxígeno
b) 6,42 x 1024 átomos de oxígeno.
c) 11,21 x 1022 moléculas de SO3.
d) 4,20 x 10-2 moles de fórmula unidad de Na2SO3.
e) 3,89 x 10-5 moles de moléculas de P4O10.
2) Calcular la masa en gramos de un átomo de:
a) Oxígeno
b) Plomo
c) Platino
d) Aluminio
e) Hidrógeno
3) ¿Cuántos átomos de silicio hay en una muestra de 18,35 g de este
elemento?
4) En un recipiente se guardaron 0,78 moles de selenuro de hidrógeno.
a) ¿Cuántos gramos de selenuro de hidrógeno contiene el recipiente?
b) ¿Cuántos átomos gramo de hidrógeno y de selenio hay?
c) ¿Cuántos gramos de hidrógeno y de selenio contiene?
d) ¿Cuántas moléculas contiene?
e) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno y de selenio hay?
f) ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuántos de selenio contiene el
recipiente?
5) Una muestra de Cloro gaseoso tiene 8,32 x 1020 átomos.
a) ¿Cuántos moles de moléculas hay?
b) ¿Cuántos moles de átomos hay?
c) ¿Qué volumen, medido en CNPT, ocupa la muestra?
6) ¿Cuántos átomos gramo de cada elemento contienen:
a) 27,3 g de cadmio.
b) 4,98 g de bromo.
c) 32,7 g de platino.
d) 95,4 g de fluor.
e) 32,5 g de P4.
7) ¿Cuántos gramos de cobre hay en cada uno de los siguientes minerales:
a) Cuprita (Cu2O)
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
b) Piritas cupríferas (CuFeS2)
c) Malaquita (CuCO3.Cu(OH)2)
8) Responde:
a) ¿Cuántos moles de fórmulas unidad están contenidos en 31,43 g de
Al2O3?
b) ¿Cuántos átomos gramo están contenidos en 15,25 g de hierro?
c) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 30 L (CNPT) de Iodo?
9) Se tienen 50 dm3 de Cl2 en CNPT, se desea saber ¿cuántos moles y qué
masa de cloro hay?
10) ¿Qué volumen ocupan 3 moles de nitrógeno? y ¿qué masa le
corresponde?
11) En un recipiente cerrado hay 24 cm3 de oxígeno, indicar la cantidad de
moléculas presentes.
12) ¿Cuántos moles de CO2 representan 2,709.1024 moléculas? Indicar la
masa, el volumen (CNPT).
13) Sabiendo que la densidad del CO2 es 1,965 g/dm3, calcular:
a) El volumen que ocupan 88 g del gas.
b) El número de moles presentes en 88 g del gas.
14) Se tienen 0,03 m3 de gas amoníaco (NH3) en un recipiente cerrado,
calcular:
a) los moles de amoníaco presentes.
b) la cantidad de moléculas presentes.
c) la masa del gas.
d) los moles de átomos de H y de N.
15) Si se tienen 40 gramos de una sustancia al estado gaseoso el volumen
que ocupa esa masa en CNPT es:
a) 11,4 dm3.
b) 40 dm3.
c) 22,4 dm3.
d) Depende de que compuesto se trate.
e) Ninguno de los anteriores.
16) Si se tienen 5 moles de una sustancia al estado gaseoso, el volumen que
ocupa esa sustancia es:
a) 44,8 dm3.
66
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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b) 1 dm3.
c) 22,4 dm3.
d) 112 dm3.
17) Completar la siguiente tabla:
ESPECIE QUÍMICA
Fórmula
Nombre
Peso atómico
(de cada
elemento)
Peso
molecular
Átomo
gramo
(de cada
elemento)
Molécula
gramo
Nº de
átomos de
cada
elemento
HBr
HBrO4
Br2O5
Ozono
H2O
H2CO3
Ácido
pirofosfórico
P2O3
18) ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en 1 L medido a O ºC y 1 atmósfera
de presión?
19) En una muestra de carbono hay 7,62 x 1028 átomos.
a) ¿Cuántos gramos de carbono son?
b) Cuántos moles de átomos hay en ella?
20) En 725 g de ácido Pirofosforoso.
a) ¿Cuántos moles me moléculas hay?
b) ¿Cuántos átomos de fósforo hay?
c) ¿Cuántos átomos gramo de fósforo, cuántos de oxígeno y cuántos de
hidrógeno hay?
21) ¿Cuántos moles de ión sulfito hay presentes en 48,32 g de sulfito de
estroncio?
22) Sabiendo que el sulfato de cobre (II) se encuentra a temperatura y
presión ambiente cristalizado con 5 moléculas de agua, averiguar:
a) ¿cuántos moles representan 17 g de la sal cristalizada?
b) ¿Cuántos átomos gramo de azufre y cuántos de oxígeno hay en 77,42 g
de la sal cristalizada?
c) ¿Qué número de átomos de cada elemento hay en 2,48 g de la sal
cristalizada?
d) ¿Cuántos gramos de sal anhidra hay en 48, 90 g de la sal hidratada?
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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23) Justificar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas,
40 gramos de yoduro de plata representan:
a) 20 g de ión yoduro.
b) 18 g de ión plata.
c) 0,17 mol de yoduro de plata.
d) 1,02 x 1023 moles de fórmulas unidad de yoduro de plata.
e) 1,02 x 1023 moléculas de yoduro de plata.
f) 1,02 x 1023 fórmulas unidad de yoduro de plata.
g) 1,02 x 1023 iones plata.
h) 1,02 x 1023 iones yoduro.
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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 Ley de la conservación de la materia o Ley de conservación
de la masa
“La materia no crea ni se destruye, sólo se transforma”.
El estudio de innumerables reacciones químicas ha demostrado que la
masa total de toda sustancia presente después de una reacción química, es
la misma que la masa total antes de la reacción. Una forma más precisa de
explicar esto sería que los átomos ni se crean si se destruyen, sólo se
realiza un intercambio de partículas que adquieren una nueva distribución.
Veamos un ejemplo: Si mezclamos un reactivo A con un reactivo B y entre
ellos reaccionan, formarán el producto B y el producto C.
A+B
masa 1
C+D
masa 2
Si medimos la masa de A + B, masa 1, podremos comprobar que es la
misma que la masa de C + D, masa 2, entonces:
Masa 1 = masa de A + masa de B
Masa 2 = masa de C + masa de D
Masa 1 = masa 2
Masa de A + B = masa de C+ D
Esta ley, como la mayoría de las leyes químicas, tiene importancia no sólo
en un laboratorio, sino también fuera de él. Por ejemplo, si tiramos
desperdicios en un lago, pueden quedar en él como tal, contaminándolo, o
bien pueden sufrir cambios químicos o quedar inactivos y reaparecer como
tóxicos en los peces o en el agua, sea lo que sea lo que suceda, los átomos no
se destruyen.
 La transformación de un tipo de materia en otra (cambio químico) está
siempre acompañada por la conversión de una forma de energía en otra.
Generalmente, se trata del calor que es absorbido o liberado, pero otras
veces la transformación involucra la luz o energía eléctrica. Aquí surge una
nueva ley que es la Ley de la Conservación de la Energía, que dice que
durante un cambio químico ordinario, la energía no puede ser creada ni
destruida, sino que puede transformarse de un tipo a otro de energía.
 Estequiometría
La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos
en una reacción química.
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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Ya vimos que una reacción química es un proceso en el cual una sustancia
(o varias sustancias) cambia/n para formar una o más sustancias nuevas. Se
representan mediante ecuaciones químicas.
El estado físico de los reactivos y productos debe indicarse mediante los
símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido,
respectivamente.
Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio al agua, se
escribe:
NaCl(s)
NaCl(aq)
dónde aq (o ac) significa disolución acuosa. Al escribir H2O sobre la flecha
se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas
veces no se pone, para simplificar.
El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil
en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio y el
nitrato de plata en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata.
KBr(ac) + AgNO3(ac)  KNO3(aq) + AgBr(s)
Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una
persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr
sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.
 Cálculos estequiométricos
Antes de realizar cualquier cálculo estequiométrico es indispensable
escribir la ecuación química correcta, puesto que en base a ella es que
procederemos a realizar dichos cálculos. Veamos algunos ejemplos:
1) Calcular la cantidad en gramos de Ca(OH)2 que deberán reaccionar con
HCl (acuoso) para formar 40 g de cloruro de calcio.
Lo primero que tenemos que realizar es plantear la reacción química en base
a los datos que nos dan.
Ca(OH)2 (s) + HCl (aq)
CaCl2 (aq) + H2O (l)
El segundo paso que debemos realizar es el balanceo de la ecuación.
Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq)
CaCl2 (aq) + 2 H2O (l)
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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El tercer paso es colocar los datos que nos da el problema debajo de cada
sustancia de la ecuación.
Ca(OH)2 (s) + HCl (aq)
?
CaCl2 (aq) + H2O (l)
40 g
El próximo paso es colocar los pesos moleculares de cada uno de los
componentes de la ecuación.
74 uma
71 uma
Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq)
?
111 uma
18 uma
CaCl2 (aq) + 2 H2O
40 g
Ahora sólo nos resta aplicar reglas de tres para obtener los resultados.
Sabemos, según la ecuación química balanceada, que, llevado a la escala
práctica para trabajar en el laboratorio: 74 g de Ca(OH) 2 van a reaccionar
con 2 x 71 g = 142 g de HCl para dar 111 g de CaCl2 y 2 x 18 g = 36 g de H2O.
Por lo tanto debemos preguntarnos, si 74 g de Ca(OH)2 forman 111 g de
CaCl2 los 40 g a partir de cuántos g de Ca(OH)2 provendrían? Para poder
responder realizamos una regla de tres simple
111 g de CaCl2 ------------------------74 g de Ca(OH)2
(provendrán de)
40 g de CaCl2------------------------x=
26,67 g de Ca(OH)2
(provienen de)
 Reactivo limitante
Son muy pocas las veces que los reactivos de una reacción química se
encuentran en cantidades estequiométricas, es decir, en cantidades tales
que si la reacción se completa no queda nada de ninguno de los reactivos.
La mayoría de las veces no es así, y en este caso hay un reactivo que se
consume por completo (reactivo limitante o reactivo en defecto) y un
reactivo del cual queda algo sin reaccionar (reactivo en exceso). Por lo
tanto la cantidad de producto que se forma va a depender del reactivo
consumido, por lo tanto será el reactivo limitante el que condicione, o del
que dependerá la cantidad de producto formado.
Esto implica que antes de realizar cualquier cálculo debemos determinar
cuál es el reactivo limitante para poder luego calcular la cantidad de
producto formado.
En similares palabras, entonces, el reactivo limitante es el reactivo que se
encuentra en menor proporción en moles que la que señala la proporción
estequiométrica, de forma que, cuando él se acaba, la reacción se detiene y,
por lo tanto, actúa limitando o controlando la cantidad máxima de producto
que se puede obtener.
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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Supongamos que queremos construir cochecitos con un mecano, de
manera que disponemos de ruedas, volantes, motores y carrocerías. Para
cada coche que construyamos necesitamos un motor, cuatro ruedas, un
volante y una carrocería. Disponemos de gran cantidad de cada una de las
piezas necesarias para ello, salvo de motores, por lo tanto vamos a poder
construir tantos cochecitos como motores tengamos. De manera análoga
actúa el reactivo limitante en una reacción química. Es el que va a controlar
la cantidad máxima de producto que se puede obtener ya que cuando dicho
reactivo se acaba se detiene la reacción química.
Piezas del cochecito
Motores
Proporción en el número de piezas
Construcción de cochecitos
Cochecitos construidos
Reactivos químicos
Reactivo limitante
Proporción estequiométrica
Reacción química
Productos químicos
No podemos, por tanto, mezclar cualquier proporción de moles de
reactivos y lograr que se transformen totalmente. Cuando la reacción
química finaliza pueden haberse agotado todos los reactivos o quedar en
exceso alguno de ellos. En este último caso se denomina reactivo limitante a
aquel que se agota en primer lugar.
Veamos otra analogía
“En una clase de la escuela secundaria hay 15 varones y 21 mujeres.
Vamos a considerar el siguiente problema: “los estudiantes deben formar
equipos para una competición. Cada equipo debe contener 3 varones y 7
mujeres. ¿Cuántos equipos pueden formarse en la clase?”.
Tomando el número de varones, encontramos que pueden formarse15/3=5
equipos. Sin embargo, formar 5 equipos requiere 5x7=35 mujeres, y no
tenemos esa cantidad de mujeres. Así el número de varones no puede
determinar el número de equipos, y si los varones no pueden entonces las
mujeres podrán.
La solución de este problema puede ser escrita en forma química también.
Si otorgamos los símbolos V para los varones y M para las mujeres, la
fórmula del equipo es: V3M7, y el proceso de formación del equipo, podría
escribirse como sigue:
3V
+
7M
=
1 V3M7
Tenemos:
15 varones
21 mujeres
Formamos:
+3 varones/1 equipo
5 equipos
+7 mujeres/ 1 equipo
3 equipos
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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Notemos que este procedimiento refleja dos tipos de información:
primero, la máxima cantidad de producto que puede ser producida (3
equipos), y segundo el reactivo limitante (mujeres).
Ahora veamos lo mismo pero con un ejemplo químico. Por ejemplo,
“¿cuántos moles de amoníaco se pueden obtener por la reacción de 5 moles
de nitrógeno y 9 moles de hidrógeno?”. La solución es similar a la del
problema anterior:
N2
+
3H2
=
2NH3
Tenemos
5 moles de N2
9 moles de H2
1 mol de N2/ 2 moles de NH3 3 moles de H2/ 2 moles de NH3
Formamos
10 moles de NH3
6 moles de NH3
Entonces ¿cómo hacemos los cálculos de reactivo limitante?
Para el ejemplo anterior sería: Nos pregunta que cuántos moles de NH3
se pueden formar a partir de 5 moles de N2 y de 9 moles de H2. Por la
estequiometría de la reacción sabemos que:
1 mol de N2---------(reacciona con)------------ 3 moles de H2
5 moles de N2-------(reaccionarán con)--------- X = 15 moles de H2
¿Qué conclusión sacamos de este cálculo? Debemos hacernos un planteo
para saber finalmente cuál es el reactivo limitante de la reacción.
“Para que reaccione todo el nitrógeno presente (5 moles) se necesitan 15
moles de hidrógeno, y sólo contamos con 9 moles, por lo tanto el reactivo
que se encuentra en menor proporción es el hidrógeno, por esa razón es el
reactivo limitante” Es decir que nunca se va a poder gastar todo el
nitrógeno, dado que se va a gastar primero el hidrógeno por estar en menor
proporción respecto de la relación estequiométrica.
Veamos otra forma de realizar el cálculo de reactivo limitante.
3 mol de H2 ---------(reacciona con)------------ 1 moles de N2
9 moles de H2-------(reaccionarán con)--------- X = 3 moles de N2
¿Y qué conclusión sacamos de este otro cálculo? La misma. Debemos
hacernos el mismo planteo siempre.
“Para que reaccione todo el hidrógeno se necesitan sólo 3 moles de
nitrógeno, y hay presentes 5 moles, por lo tanto aún gastándose todo el
hidrógeno va a sobrar nitrógeno, por lo tanto el hidrógeno es el reactivo
limitante”
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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Ejercitación
1) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones
indicadas y nombrarlas:
a. HNO3 + Mg(OH)2
b. HCl + NaOH
c. HI + LiOH
d. H2S + Ba(OH)2
e. H2SO4 + KOH
f. H2CO3 + Ca(OH)2
2) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e
igualarlas:
a) Flúor + hidrógeno
b) Oxido de aluminio + hidróxido de sodio
c) Hidróxido de aluminio + ácido sulfúrico
d) Oxido de aluminio + ácido clorhídrico
e) Hidróxido de magnesio + ácido nítrico
f) Bromo + hidrógeno
g) Ácido yodhídrico + hidróxido de bario
h) Sulfuro de hidrógeno + hidróxido cúprico
i) Ácido fosfórico + hidróxido de calcio
3) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas:
a) Monóxido de potasio más agua
b) Oxido plumboso más agua
c) Ácido sulfúrico más hidróxido manganoso
d) Ácido nitroso más hidróxido de plata
e) Ácido clórico más hidróxido de plata
4) ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de
dióxido de azufre?
5) ¿Qué masa de óxido resulta necesaria para obtener 3150 g de ácido
nítrico? ¿Cuántos moles de agua reaccionan?
6) Se hacen reaccionar 5,5 litros de oxígeno medidos en CNPT con cantidad
suficiente de nitrógeno, calcular:
a) Los moles de nitrógeno que reaccionan.
b) Volumen de nitrógeno necesario.
c) Número de moléculas del compuesto formado, sabiendo que se obtiene
óxido nítrico.
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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7) Se quieren preparar 3000 Kg de amoniaco a partir de la reacción:
N2 (g) + 3 H2 (g)→2 NH3 (g)
Calcular:
a) Volumen de nitrógeno medido en CNPT necesarios.
b) Masa de hidrógeno necesaria.
8) Se quieren obtener 15 litros de dióxido de carbono (CNPT) según la
reacción:
Na2CO3 (s) + 2 HCl (ac)
CO2 (g) + H2O (l) + 2 NaCl (aq)
Calcular:
a) Masa de Na2CO3 necesaria.
c) Masa de NaCl que se forma.
9) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación:
2 H2SO4 (ac) + Cu (s)
SO2 (g) + CuSO4 (aq) + 2 H2O (l)
Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular:
a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?
b) Número de moles de SO2 que se desprenden.
c) Masa de CuSO4 que se forma.
d) Átomos gramo de cobre que había.
10) El ácido bromhídrico y el ácido sulfúrico reaccionan según la ecuación:
H2SO4 (aq) + HBr (aq)
SO2 (g) + Br2 (l) + 2 H2O (l)
Si reaccionan 3 fórmulas gramo de H2SO4, calcular:
a) Masa de HBr necesaria.
b) Número de moles de Br2 formados.
c) Volumen de SO2 que se desprende simultáneamente (medidos en CNPT).
11) Cuando se trata el cobre con ácido nítrico se produce una reacción según
la ecuación:
8 HNO3 (aq) + 3 Cu (s)
3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
Calcular:
¿A) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico reaccionarán con 200 g de cobre?
b) ¿Qué peso de sal cúprica se obtendrá?
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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12) El tejido óseo de una persona adulta pesa aproximadamente 11 Kg y
contiene 50 % de Ca3(PO4)2. Determinar los kilogramos de fósforo que hay
en el tejido óseo de una persona adulta.
13) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio son necesarios para neutralizar
364 g de HCl?
14) ¿Cuántos moles de hidróxido de calcio son necesarios para neutralizar
490 g de ácido sulfúrico?
15) ¿Cuántas moléculas de ácido nítrico se necesitan para neutralizar 370 g
hidróxido de calcio?
16) Calcular las masas de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio que se
necesitan para preparar 292 g de cloruro de sodio.
17) Calcular la masa de sulfato ácido de sodio que se obtiene tratando 2,92
Kg de cloruro de sodio sólido con 1,78 moles ácido sulfúrico (el otro
producto es cloruro de hidrógeno). ¿Cuántos kilogramos de cloruro de
hidrógeno gaseoso se obtienen? ¿Qué volumen ocupa ese gas?
18) Calcular la cantidad en peso y en volumen de CO2 (en CNPT) que se
obtienen al tratar 380 g de carbonato de calcio con la cantidad
estequiométrica de ácido clorhídrico. Calcular, además, la cantidad de
cloruro de calcio formado.
CaCO3 (s) + HCl (ac)
CaCl2 (aq) + H2O (l)+ CO2 (g)
19) ¿Qué masa de dióxido de carbono se producirá al reaccionar 8,0 gramos
de metano (CH4) con 48 gramos de oxígeno en la combustión del metano?
(el otro producto es agua).
20) ¿Cuántos moles de moléculas de XF6 (hexafluoruro de xenón) se
obtienen a partir de 0,0450 g de Xe y 0,0458 g de F2?
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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Ejercitación adicional
1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de
compuesto es cada uno:
a. Sulfito de sodio.
b. Carbonato básico de cobre (II).
c. Carbonato de bario.
d. Sulfuro de plomo.
e. Sulfato ácido de potasio.
f. Bicarbonato de calcio.
g. Nitrato cúprico.
h. Sulfuro de hidrógeno.
i. Fosfato ácido de calcio.
j. Fluoruro de litio.
k. Bisulfato de magnesio.
2) Nombrar los siguientes sales neutras:
a. Al2(SO4)3
b. FeS
c. NiCO3
d. NaNO2
e. K2SO3
f. Ca(ClO2)2
3) La formula correcta del sulfuro antimonioso es:
a. AtS
b. AnS
c. SbS2
d. Sb2S3
4) La formula correcta del cincato de potasio es:
a. K2ZnO2
b. K2Zn
c. K2ZnO
d. KZn
5) Mencionar el número de oxidación con que actúa cada elemento en cada
uno de los siguientes compuestos:
a. SO2
b. Cu2O
c. NH3
d. N2O5
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e. Al2O3
f. SO3
6) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones
indicadas y nombrarlas:
a) Na + O2
b) Ca + O2
c) Fe + O2 = óxido de hierro(II)
d) Fe + O2 = óxido de hierro(III)
e) C + O2 = óxido de carbono(IV)
f) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(II)
g) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(III)
h) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(IV)
i) Cl2 + O2 = óxido de cloro(I)
j) Cl2 + O2 = óxido de cloro(VII)
k) P4 + O2 = óxido de fósforo(III)
l) P4 + O2 _ óxido de fósforo(V)
7) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones
indicadas y nombrarlas.
a) P2O5 + H2O
b) K2O + H2O
c) BaO + H2O
d) Cl2O + H2O
e) P2O5 + 3.H2O
f)Al2O3 + H2O
g) I2 + H2
h) N2O5 + H2O
i) S + H2
8) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de
compuesto es cada uno:
b) Oxido cuproso.
c) Dióxido de carbono.
d) Hidróxido niqueloso.
e) Oxido férrico.
f) Oxido de cinc.
g) Oxido ferroso.
h) Monóxido de carbono.
i) Acido sulfuroso.
j) Hidróxido ferroso.
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
9) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e
igualarlas:
a) Trióxido de azufre + agua
b) Cinc + oxígeno
c) Oxido de litio + agua
d) Oxido de aluminio + agua
e) Oxido de cinc + agua
f) Oxido férrico + agua
g) Dióxido de carbono + agua
h) Oxido ferroso + agua
i) Sodio + agua
10) Nombrar los siguientes compuestos.
a) HBrO2
b) H2S
c) HclO4
d) NH4OH
e) Fe(OH)2
f) CuOH
11) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones
indicadas y nombrarlas:
a) K + O2
b) Ba + O2
c) Cu + O2 = óxido de cobre(I)
d) Cu + O2 = óxido de cobre(II)
e) S + O2 = óxido de azufre(II)
f) S + O2 = óxido de nitrógeno (IV)
g) S + O2 = óxido de nitrógeno (VI)
h) Br2 + O2 = óxido de bromo(I)
i) Br2 + O2 = óxido de bromo(III)
j) Br2 + O2 = óxido de bromo(V)
k) Br2 + O2 = óxido de bromo(VII)
l) Pb + O2 = óxido de plomo(II)
m) Pb + O2 = óxido de plomo(IV)
12) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones
indicadas y nombrarlas.
a) SnO2 + H2O
b) Li2O + H2O
c) CaO + H2O
d) I2O + H2O
e) P2O5 + 2.H2O
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f) Fe2O3 + H2O
g) Br2 + H2
h) N2O3 + H2O
i) F2 + H2
13) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de
compuesto es cada uno:
a) Dióxido de carbono.
b) Oxido cúprico.
c) Dióxido de bario.
d) Hidróxido de calcio.
e) Hidróxido de aluminio.
f) Hidróxido de potasio.
g) Acido clórico.
h) Acido ortofosfórico.
14) La fórmula correcta del ácido sulfúrico es:
a) H2SO2
b) HSO3
c) H2SO3
d) H2SO4
15) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e
igualarlas:
a) Dióxido de azufre + agua
b) Berilio + oxígeno
c) Oxido estánnico + agua
d) Oxido estañoso + agua
16) Escribir las ecuaciones de formación de todos los óxidos del cromo,
nombrarlos y decir qué tipo de óxido es cada uno.
17) Escribir las ecuaciones de formación de los siguientes óxidos:
a) Oxido de plata.
b) Oxido áurico.
c) Oxido mercurioso.
d) Oxido mercúrico.
e) Oxido hipobromoso.
f) Oxido cloroso.
g) Oxido yódico.
h) Oxido perbrómico.
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
18) Con los óxidos anteriores escribir las ecuaciones de formación de los
respectivos hidróxidos y oxoácidos y nombrarlas.
19) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las
sustancias obtenidas:
a) Na (s) + O2 (g)→Na2O (s)
b) Ca (s) + O2 (g)→CaO (s)
c) Fe (s)+ O2 (g)→FeO (s)
d) Fe (s) + O2 (g)→Fe2O3 (s)
e) N2 (g) + O2 (g) →N2O3 (g)
f) N2 (g) + O2 (g)→N2O5 (g)
g) S (s) + O2 (g) →SO2 (g)
20) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las
sustancias obtenidas:
a) Na2O (s) + H2O (l) →NaOH (aq)
b) N2O3 (g)+ H2O (l)→HNO2 (aq)
c) CO2 (g) + H2O (l) →H2CO3 (aq)
d) SO2 (g)+ H2O (l) →H2SO3 (aq)
e) Al2O3 (s) + H2O (l) →Al(OH)3 (s)
f) FeO (s) + H2O (l) →Fe(OH)2 (s)
g) N2O5 (g)+ H2O (l) →HNO3 (aq)
21) A partir del elemento correspondiente escribir todas las ecuaciones
necesarias para la formación de los siguientes compuestos, equilibradas y
con el nombre correspondiente a cada paso.
a) Acido permangánico.
b) Acido pirofosforoso.
c) Acido ortofosfórico.
d) Acido dicrómico.
e) Hidróxido crómico.
22) Escribir las fórmulas de las siguientes sales e indicar que tipo de
compuesto es cada uno:
a) Yoduro cúprico.
b) Perclorato de calcio.
c) Sulfato de bario.
d) Cincato de sodio.
e) Sulfuro férrico.
f) Hipoclorito de sodio.
g) Nitrato básico cúprico.
h) Ortofosfato biácido de bario.
i) Carbonato ácido de calcio.
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j) Yoduro básico de magnesio.
23) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e
igualarlas:
a) Acido ortofosfórico (aq) + hidróxido de potasio (aq)
b) Hidróxido cúprico (s) + ácido nítrico (aq)
c) Acido sulfuroso (aq) + hidróxido ferroso (s)
d) Acido sufhídrico (aq) + hidróxido cuproso (s)
e) Hidróxido de potasio (aq) + ácido dicrómico (aq)
f) Hidróxido de sodio (aq) + ácido permangánico (aq)
24) Nombrar las siguientes sales:
a) (CuOH)2CO3
b) PbOHNO2
c) NaH2PO4
d) CaH2P2O7
25) Escribir y nombrar las fórmulas de todas las sales teóricamente
posibles de obtener por reacción entre:
a) Acido sulfúrico e hidróxido de calcio.
b) Acido carbónico e hidróxido de bario.
26) La formula correcta del bisulfito de calcio es:
a) Hso3ca
b) (HSO3)2Ca2
c) (HSO3)2Ca
d) CaS
e) ninguna d las anteriores
27) La formula correcta del yoduro básico de magnesio es:
a) MgOHI2
b) MgOHI
c) Mg2OHI
d) Mg(OH)2I
28) La formula correcta del perbromato de bario es:
a) Ba(BrO4)2
b) BaBrO4
c) Ba(BrO3)2
d) Ba3(BrO4)2
e) Ninguna de las anteriores
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
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28) La formula correcta del hipoclorito de sodio es:
a) NaClO2
b) Na(ClO)2
c) Na2(ClO)2
d) NaClO
e) Ninguna de las anteriores
29) Dados los siguientes elementos: Cr, Au, Cu, F, I, Si, B, Mg, Li, Na, Zn y
C;
a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros.
b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos,
hidróxidos y ácidos.
c) Nombrar los compuestos obtenidos.
30) Dar los nombres de los siguientes compuestos:
a) F2O
f) HCl
k) H2S
p) PbO
u) Fe(NO3)2
b) I2O
g) LiOH
l) HMnO4
q) Na2O
v) K2SO3
c) MgO
h) Ni(OH)3
m) H3PO4
r) Ag2O
w) Fe(CO3)3
d) Li2O
i) HIO4
n) Fe2O3
s) Cu2O
x) Al2(SO4)3
e) Ni2O3
j) HNO3
o) BaO
t) FeO
y) ZnCr2O7
z) HNa2PO4
31) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos:
a) Oxido yódico.
b) Acido perclórico.
c) Acido yodhídrico.
d) Acido arsenioso.
e) Acido fluorhídrico.
f) Hidróxido crómico.
h) ácido brómico.
g) Peróxido de hidrógeno.
32) Clasificar los siguientes compuestos en óxidos básicos o ácidos,
nombrarlos:
a) SO3
b) CO2
c) Al2O3
d) SiO2
33) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las
siguientes sales:
a) Cromato mercúrico.
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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2014
b) Bisulfato de calcio.
c) Cloruro cúprico.
d) Pirofosfato de potasio.
e) Bicarbonato de magnesio.
34) Dados los siguientes elementos: Fe, K, Mn, Pb, Ba, Be, Si, Br, Ag, Hg, Ni,
Ga y Pt;
a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros.
b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos,
hidróxidos y ácidos.
c) Nombrar los compuestos obtenidos.
35) Dar los nombres de los siguientes compuestos:
a) Cr2O3
g) HI
m) K2SO4
b) CuO
h) HIO3
n)
c) H2CO3
i) HNO2
o) AgCl
d) CO2
j) Al(OH)3
p) FeSO4
e) I2O3
k) N2O5
q)
BaBr2
f) Ba(OH)2
l) Fe(OH)2
r)
KMnO4
Na2CO3
36) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas:
a) Dióxido de silicio (s) más agua (l)
b) Oxido de bario (s) más agua (l)
c) Ácido clorhídrico (aq) más hidróxido de calcio (aq)
d) Ácido bromhídrico (aq) más hidróxido de sodio (aq)
e) Ácido nítrico (aq) más hidróxido de potasio (aq)
37) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las
siguientes sales:
a) Sulfato de potasio.
b) Bicarbonato de sodio.
c) Sulfito ferroso.
d) Nitrato de aluminio.
38) Igualar las siguientes ecuaciones:
a) MnO2 (s) + HCl (aq)
MnCl2 (ac) + H2O (l) + Cl2 (g)
b) Zn (s)+ HCl (aq)
ZnCl2 (aq)+ H2 (g)
c) KCl (s) + MnO2 (s)+ H2SO4 (aq)
K2SO4(aq) + MnSO4 (aq) +
H2O (l) + Cl2(l)
d) Br2 (l) + KOH (aq)
KBr (aq)+ KBrO2 (aq)+ H2O (l)
e) K2Cr2O7 (aq) + H2SO4 (aq)
K2SO4 (aq) + Cr2(SO4)3 (aq)+
H2O (aq)+ O2 (g)
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f) KMnO4 (s) + H2SO4 (aq)
H2O (l) + O2 (aq)
MnSO 4 (aq) + K2SO4 (aq) +
39) Una aleación tiene 20 % de cobre y 80 % de plata. Calcular la masa de
sulfato cúprico y sulfato de plata que se podrán obtener con 5 g de dicha
aleación.
40) Reaccionan 10 g de aluminio con 10 g de oxígeno, ¿cuál de los reactivos
está en exceso?, ¿cuántos gramos de óxido de aluminio se forman?
41) Para escribir la ecuación que representa una reacción química es
necesario:
a) Conocer los reactivos que intervienen y de los productos de la reacción.
b) Conocer la fórmula de cada reactivo y los de los productos de la reacción.
c) Observar la ley de conservación de los átomos.
d) Conocer los indicados en todos los puntos anteriores.
42) Una ecuación química nos permite calcular:
a) Los pesos de las sustancias producidas.
b) Los pesos de las sustancias consumidas.
c) El número de moléculas de cualquier sustancia interviniente en la
reacción.
d) Todos los datos expuestos en los puntos a), b) y c).
43) Una ecuación que represente la reacción química entre gases, nos
permite conocer:
a) Las masas de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos.
b) Los volúmenes de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos.
c) El número de moléculas de los gases reaccionantes y de los gases
obtenidos.
d) Todos los datos indicados en los puntos a), b) y c).
44) Los cálculos basados en una ecuación química se fundamentan en:
a) Las leyes gravimétricas de la química.
b) Las leyes volumétricas de la química.
c) Ninguna de las expuestas en los puntos a) y b).
d) En todas las leyes expuestas en los puntos a) y b).
45) Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido cálcico y
acetileno (C2H2) (gaseoso).
a) Ajustar la reacción química que tiene lugar.
b) Calcular cuántos gramos de agua son necesarios para obtener 2 litros de
acetileno en CNPT.
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46) ¿Qué volumen de hidrógeno medido en CNPT se obtiene al añadir 4,25 x
1027 fórmulas unidad de HCl a 10 g de Al?
47) El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de
manganeso (s)+ ácido clorhídrico(aq) →cloruro de manganeso(II)(aq) + agua
(l) + cloro (g). Calcular:
a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros
de cloro medidos en CNPT.
b) El volumen ácido clorhídrico que habrá que usar suponiendo una densidad
del ácido de 1,18 g/mL.
48) La hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno, mezclados se emplean
como combustibles para cohetes. Los productos de la reacción son
Nitrógeno y agua. Calcular la masa de peróxido de hidrógeno necesaria para
que reaccionen completamente 640 g de hidracina.
49) Mezclamos 150 cm3 de óxido sulfuroso con 70 cm3 de Oxígeno. ¿Cuántos
cm3 de trióxido de azufre se formarán?
50) Calcular el volumen de hidrógeno, medido en CNPT, obtenido al hacer
reaccionar 0,60 g de magnesio con 0,79 mol de ácido clorhídrico. En la
reacción se forma también cloruro de magnesio.
51) El hierro y el cromo que se usan en la fabricación de acero cromado
pueden obtenerse a partir de la cromita (FeCr 2O4), haciéndola reaccionar
con coke (C). En el proceso también se forma monóxido de carbono. Calcular
la masa de cromo que se obtendrá a partir de 20 toneladas de cromita.
52) El clorato de potasio se usa en el laboratorio para obtener oxígeno, ya
que se descompone al calentarlo en esta sustancia y cloruro de potasio. De
20 g de clorato de potasio.
a) ¿cuántas moléculas de oxígeno se obtendrán?
b) ¿cuántos moles de átomos de oxígeno?
c) ¿Cuántas fórmula unidad de cloruro de potasio?
d) ¿cuántos decímetros cúbicos de oxígeno?
53) Al hacer reaccionar aluminio con yodo se obtiene triyoduro de aluminio.
Calcular la masa de este producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo.
54) Al tratar una muestra de dióxido de manganeso con 20 g de cloruro de
Hidrógeno, se obtiene cloruro de manganeso (II), gas cloro y agua.
Calcular la masa de cloruro de manganeso (II) que se obtendrá.
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55) Calcular la masa de yoduro de plomo (II) que se obtendrá al hacer
reaccionar 15 g de yoduro de potasio, con 27 x 1018 fórmulas unidad de
nitrato de plomo (II) . En la reacción también se produce nitrato de potasio,
KNO3.
56) Calcular la masa de hidróxido de calcio, necesaria para reaccionar con
16,5 g de ácido clorhídrico. En la reacción se forma cloruro de calcio y agua.
57) La combustión del propano, C3H8, produce dióxido de carbono y agua.
Calcula el volumen de oxígeno, medido en CNPT, necesario para quemar
totalmente 25 g de propano.
58) Calcular la masa y el volumen de amoníaco que se obtienen si hacemos
reaccionar 12,1 litros de nitrógeno con 0,76 moléculas gramo de hidrógeno.
Todos los volúmenes de los gases se miden en condiciones normales.
59) Calcular el volumen de oxígeno en CNPT que se necesita para quemar
completamente 56 litros de metano (CH4), en las mismas condiciones.
Nota: productos de la reacción: dióxido de carbono y agua.
60) En la reacción entre el ácido sulfúrico y el hierro, se forma sulfato
ferroso y se desprende hidrógeno. Calcular el volumen de gas en CNPT que
se producirá a partir de 15 g de hierro.
61) El carbono y el agua reaccionan para formar monóxido de carbono e
hidrógeno. Calcular la masa de carbono y los moles de agua necesarios para
obtener 100 l de hidrógeno en CNPT y el volumen de monóxido de carbono
que se formará.
62) El clorato de potasio, KClO3, se descompone por acción del calor en
cloruro de potasio y oxígeno. Si partimos de 23 g de clorato de potasio,
calcular la masa de cloruro de potasio y el volumen de oxígeno en CNPT que
se obtendrá.
63) Calentamos en una cápsula de porcelana 16 g de azufre y 8 g de carbono.
Determinar la cantidad de disulfuro de carbono que se formará y qué
cantidades de otras sustancias tendremos al final de la reacción.
64) Hacemos pasar 500 cm3 de sulfuro de hidrógeno, medidos en CNPT, por
una disolución que contiene 1,11 x 1023 fórmulas unidad de cloruro de cobre
(II). Determinar la masa de sulfuro cúprico que se formará.
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65) Añadimos 0,552 moles de fórmulas unidad de hidróxido de sodio a una
disolución de sulfato de magnesio. Averiguar la masa de hidróxido de
magnesio que se formará. En la reacción se forma también sulfato sódico.
66) Una muestra de carbón de 110 g de masa se quema en presencia de
oxígeno suficiente. Calcula el volumen de dióxido de carbono, en CNPT, que
se obtendrá.
67) El ácido clorhídrico reacciona con el aluminio y se produce cloruro de
aluminio e hidrógeno gas. Si queremos obtener 70 l de hidrógeno, medidos
en CNPT, calcular:
¿Qué masa de aluminio se necesitará?
¿Qué masa de cloruro de aluminio se obtendrá?
68) El nitrato de sodio y el ácido sulfúrico reaccionan formando ácido
nítrico y sulfato ácido de sodio. Si hacemos reaccionar 20 g de nitrato de
sodio con 19,6 g de ácido sulfúrico. ¿Qué masa de ácido nítrico podremos
obtener?
69) Averiguar la masa de sulfuro de estaño (II) que se obtendrá al añadir
un exceso de sulfuro sódico a una disolución que contiene 20 g de cloruro de
estaño(II). En la reacción también se produce cloruro de sodio.
70) Calentamos en una cápsula de porcelana 5 g de hierro y 4 g de azufre.
Determina la cantidad de sulfuro de hierro (II) que se formará y qué
cantidades de otras sustancias tendremos al final de la reacción.
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Referencias bibliográficas
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comunidad. 2ª edición. Addison Wesley Longman, México.
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