v. reacción química v. reacción química
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V. REACCIÓN QUÍMICA OBJETIVO.- Describirá los cambios químicos relacionando los factores que OBJETIVO los determinan: clasificación, representación esquemática, cantidad de materia. Balanceo e importancia en el lenguaje químico. 1. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS QUÍMICA El uso de fórmulas y símbolos químicos es muy importante en el estudio de la química, ya que es ago así como el lenguaje de la química. El conocer los símbolos de los elementos y las fórmulas de los compuestos nos permite una mejor comprensión de la química. A través del cuso, hemos manejado nombres, fórmulas y símbolos de las sustancia químicas, cuyas reglas se estudian en este capítulo. Sin el conocimiento de los símbolos y nombres de los elementos de la tabla periódica, resulta por lo menos muy difícil, introducirnos en el la nomenclatura de los compuestos, por es conveniente que dedique un tiempo a repasar los símbolos, muchos de los cuales ya conoce. La escritura del símbolo de un elemento tiene 3 reglas: Debe tener una, dos o tres letras. Si es una sola letra, ésta debe ser MAYÚSCULA Si son dos o tres letras, la primera es MAYÚCULA y la siguiente o siguientes son minúsculas. Usted debe distinguir entre mayúsculas o minúsculas, que no es lo mismo que letras grandes o chicas. Si usted escribe el símbolo de un elemento en un compuesto en forma errónea, automáticamente la fórmula está mal escrita. 2. REGLAS DE NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA La nomenclatura química inorgánica, es un conjunto de reglas para escribir los nombres y fórmulas de los compuestos inorgánicos. La moléculas son neutras, y todas constan de una parte positiva y na parte negativa que se compensan entre si. Todas las fórmulas se inician con la parte positiva (catión) y la segunda parte de la fórmula es la (negativa) anión. Esto es válido para cualquier tipo de compuesto. VALENCIA.VALENCIA Es la capacidad de combinación de un elemento. NÚMERO DE OXIDACIÓN.OXIDACIÓN Es el números de electrones cedidos, aceptados o compartidos de un elemento al combinarse con otro. 2.1 Óxidos metálicos.- Están formados por un metal y oxígeno. Fórmula general: MxOy, dónde: M: símbolo del metal O: símbolo del oxígeno x: subíndice del metal = número de oxidación del oxígeno y: subíndice del oxígeno = número de oxidación del metal Nombre: Cuando el metal tiene mas de un número de oxidación, debe indicarse el número con que trabaja el metal en ese compuesto con números romanos. Ejemplos: Óxido de plata: Escribimos primero símbolo del metal con su número de oxidación, después el símbolo del oxígeno con su número de oxidación -2. Ag1+O2-, se cruzan los subíndices sin los signos y la fórmula es Ag2O Si el nombre no indica un número romano, quiere decir que el metal solo tiene un número de oxidación el cual se consulta en la tabla de números de oxidación o en la tabla periódica. . El catión siempre es el metal por su número de oxidación siempre positivo, y el anión es el oxígeno con un número de oxidación constante de 2-. Óxido de níquel III Ni3+O2-, cruzamos, Ni2O3 El níquel tiene dos números de oxidación: 2+ y 3+, el III indica que en este compuesto está trabajando con 3+ Óxido de manganeso II Mn2+O2- cruzamos, Mn2O2, pero como los dos subíndices son iguales, se simplifican La fórmula queda: MnO Para escribir la el nombre a partir de la fórmula observemos los siguiente ejemplos. Fe2O3 óxido de hierro III El subíndice del oxígeno nos indica el número de oxidación del metal, pero tenemos que checar en la tabla periódica si es el único que tiene. El hierro trabaja con 2+ y 3+ por lo tanto, debe indicarse el III. Como el número de oxidación del oxígeno es fijo, aparece el dos como subíndice del metal. CaO óxido de calcio Cuando no aparece el 2 como subíndice del metal, significa que el metal tiene como número de oxidación 2+ y la fórmula está simplificada. El calcio, elemento del grupo IIA solo tiene como número de oxidación el 2, y por tanto el número II no se indica en el nombre. Observe los siguientes ejemplos: Nombre Fórmula Números de oxidación del metal Óxido de oro III Au2O3 1+, 3+ Óxido de cobre II Cu2O2 CuO 1+. 2+ Óxido de aluminio Cu2O3 3+ Óxido de litio Li2O 1+ Óxido de cromo II Cr2O2 CrO 2+, 3+ 2+ Simplificación de los subíndices Hay algunos metales como el Cr, el V y el Mn, entre otros, que pueden trabajar con números de oxidación mayores o iguales a 4. Para que el compuesto se considere óxido metálico, el metal debe trabajar con número de oxidación 1+, 2+ o 3+. Si el número de oxidación es más alto, aunque el elemento sea un metal, sus reglas de nomenclatura son las del los óxidos no metálicos que se estudiarán en el siguiente punto. Ejercicios resueltos: Nombre Fórmula Catión Óxido de aluminio Al2O3 Al3+ O2- óxido metálico Óxido de cobre I Cu2O Cu2+ O2- óxido metálico Óxido de cobalto III Co2O3 Co3+ O2- óxido metálico Óxido de magnesio MgO Mg2+ O2- óxido metálico Óxido de potasio K 2O K1+ O2- óxido metálico Óxido de hierro II FeO Fe2+ O2- óxido metálico 2.2 Anión Tipo de compuesto (Anhídridos).-- Están formados un no metal y Óxidos no metálicos (Anhídridos). oxígeno. Fórmula general: AxOy. donde: A: símbolo del no metal O:símbolo del oxígeno x: subíndice del no metal = número de oxidación del oxígeno y: subíndice del oxígeno = número de oxidación del no metal Nombre: Utiliza prefijos numerales. Número de átomos Prefijo Prefijo 1 MONO 2 BI o DI 3 TRI 4 TETRA 5 PENTA 6 HEXA 7 HEPTA Ejemplos: CO2 dióxido de carbono P2O5 pentóxido de difósforo NO monóxido de nitrógeno El prefijo mono sólo se utiliza cuando hay un átomo de oxígeno, pero si hay un solo átomo del no metal no se usa. También se utilizan estás reglas de nomenclatura en compuestos formados por un metal y oxígeno, oxígeno pero solamente si el metal tiene número de oxidación mayor o igual a 4. Ejemplos: V2O5 petóxido de divanadio Mn2O7 heptaóxido de dimanganeso CrO3 trióxido de cromo NOTA: Como no aparece en el cromo el subíndice 2 del número de oxidación del oxígeno, el compuesto está simplificado de Cr2O6, por tanto el número de oxidación del cromo es +6. En los óxidos no metálicos o anhídridos, el oxígeno es el anión y el no metal el catión, por esto, la fórmula se inicia con el símbolo del no metal. Ejercicios resueltos: Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Pentóxido de diarsénico As2O5 As5+ O2- Anhídrido Dióxido de azufre SO2 S4+ O2- Anhídrido Trióxido de dinitrógeno N2O3 N3+ O2- Anhídrido Pentóxido de dicloro Cl2O5 Cl5+ O2- Anhídrido Trióxido de molibdeno MoO3 Mo6+ O2- Anhídrido Monóxido de carbono CO C2+ O2- Anhídrido EJERCICIO 10 Completa la siguiente tabla con la información solicitada. Se muestra el ejercicios resulto al final del capítulo para que usted compruebe sus respuestas. Nombre Fórmula Catión Anión S6+ O2- Cu1+ O2- Tipo de compuesto CoO Óxido de hierro III NO2 Trióxido de renio Dióxido de azufre Mn2O5 2.3 Hidróxidos metálicos.metálicos Se caracterizan por la presencial del grupo hidroxilo (OH)1- en su estructura. Fórmula general: M(OH)x M. símbolo del metal (OH): grupo hidroxilo x: subíndice del grupo hidroxilo = número de oxidación del metal Nombre: Ejemplos: hidróxido de plata AgOH(1) hidróxido de cromo III Cr(OH)3 Ejercicios resueltos Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Hidróxido de vanadio III V(OH)3 V3+ (OH)1– Hidróxido metálico Hidróxido de zinc Zn(OH)2 Zn2+ (OH)1– Hidróxido metálico Hidróxido de níquel III Ni(OH)3 Ni3+ (OH)1– Hidróxido metálico Hidróxido de plomo II Pb(OH)2 Pb2+ (OH)1– Hidróxido metálico 2.4 Hidruros metálicos e hidruros neutros Hidruros metálicos.metálicos Están formados por un metal e hidrógeno. Fórmula general: MHy, donde: M: símbolo del metal H: símbolo del hidrógeno y: subíndice del hidrógeno = número de oxidación del metal IMPORTANTE: IMPORTANTE El número de oxidación del hidrógeno en los hidruros es negativo o sea H1-. Por eso en la fórmula general se muestra al final. Nombre: Ejemplos: Hidruro de oro III AuH3 Hidruro de calcio CaH2 Como el número de oxidación del hidrogeno es 1-, el metal no tiene subíndice. Ejercicios resueltos: Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Hidruro de sodio NaH Na1+ H1- hidruro metálico Hidruro de cobre II CuH2 Cu2+ H1- hidruro metálico Hidruro de niquel III NiH3 Ni3+ H1- hidruro metálico Hidruro de estroncio SrH2 Sr2+ H1- hidruro metálico neutros.- Están formados por un no metal del grupo IIIA, IVA o VA Hidruros neutros e hidrógeno. Fórmula general: AXHy A: no metal del grupo IIIA, IVA o VA H: símbolo del hidrógeno x: subíndice del no metal = número de oxidación del hidrógeno (H1-) Nombre: Utiliza prefijos numerales, como los anhídridos. Ejemplos: Tetrahidruro de silicio CH4 Trihidruro de arsénico AsH3 Ejemplos resueltos.- Fórmula Pentahidruro de fósforo PH5 P5+ H1- Hidruro neutro Trihidruro de boro BH3 B3+ H1- Hidruro neutro Tetrahidruro de silicio SiH4 Si4+ H1- Hidruro neutro Trihidruro de nitrógeno NH3 N3+ H1- Hidruro neutro 2.5 Catión Anión Tipo de compuesto Nombre Hidrácidos.Hidrácidos Están formados por hidrógeno y un no metal de los grupos VIA o VIIA. IMPORTANTE: IMPORTANTE En estos compuestos el hidrógeno utiliza su número de oxidación más usual H1+. Fórmula general: HxA H: símbolo del hidrógeno x: número de oxidación del no metal A:: no metal del grupo VIA ó VIIA Los elementos de los grupos VIA y VIIA tienen varios números de oxidación, pero en la formación de hidrácidos los de VIA usan -2 y los del VIIA usan -1, porque es su único número de oxidación negativo. Símbolo Grupo Número de oxidación 2– S VI A Se VI A 2– Te VI A 2– F VII A 1– Cl VII A 1– Br VII A 1– I VII A 1– Nomenclatura: A continuación se muestra una tabla con los 7 hidrácidos más comunes. Con los no metales del grupo VIA Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Ácido sulfhídrico H2S H1+ S2- Hidrácido Ácido selenhídrico H2Se H1+ Se2- Hidrácido Ácido telurhídrico H2Te H1+ Te2- Hidrácido Ácido raíz terminación Con no metales del grupo VIIA Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Ácido fluorhídrico HF H1+ F1- Hidrácido Ácido clorhídrico HCl H1+ Cl1- Hidrácido Ácido bromhídrico HBr H1+ Br1- Hidrácido Ácido yodhídrico HI H1+ I1- Hidrácido IMPORTANTE: Todos los compuestos que son ácidos empiezan su fórmula con el símbolo del hidrógeno H. EJERCICIO 11.11 Completa la siguiente tabla con la información solicitada. Nombre Fórmula Catión Anión Hidruro de plata PH3 H1+ S2- Ba2+ H1- Tetrahidruro de carbono CoH2 Ácido bromhídrico Mg(OH)2 Hidróxido de oro III H2Se Tipo de compuesto TAREA 16 16 Complete la siguiente tabla con la información solicitada. Envié su tarea al correo electrónico de su profesor. Nombre Fórmula Catión Anión S6+ O2– N3+ H1– H1+ Cl1– Tipo de compuesto Ácido sulfhídrico AuH3 CuOH Óxido de cobalto III CH4 Pentóxido de arsénico ZnO Hidróxido de hierro III Trióxido de cromo II 2.6 Oxácidos.Oxácidos Se forman con los mismos aniones utilizados en las oxisales que son compuestos derivados de los oxácidos, pero en lugar de un metal, tienen hidrógeno. El número de hidrógenos está determinado por el número de oxidación del metal. Las terminaciones de los aniones se modifican de la siguiente forma: ATO cambia a ICO sulfato cambia a sulfúrico ITO cambio a OSO nitrito cambia a nítrico ANIONES 1FClBr-I(OH)(HCO3)(NO3)(NO2)(MnO4)(ClO4)(ClO3)(ClO2)(ClO)ANIONES 3- ANIONES 2S2Se2Te2(CO3)2(SO4)2(SO3)2(CrO4)2(Cr2O7)2- Fluoruro Cloruro Bromuro Yoduro Hidróxido Bicarbonato Nitrato Nitrito Permanganato Perclorato Clorato Clorito Hipoclorito (AsO4)3(AsO3)3(PO4)3(PO3)3- Sulfuro Seleniuro Teluriuro Carbonato Sulfato Sulfito Cromato Dicromato Arseniato Arsenito Fosfato Fosfito Por ser compuestos ácidos, su fórmula se inicia con hidrógeno. Ejms: 3- H3PO4 ácido fosfórico H1+ (PO4) HClO2 ácido cloroso H1+ (ClO2)1- H2CO3 ácido carbónico H1+ (CO3)2- El número de oxidación del anión corresponde al número de hidrógenos que tiene el compuesto. Ejercicios resueltos.resueltos.En los siguientes ejercicios, los escrito con azul son las preguntas y las respuestas con negro. Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Ácido arsénico H3(AsO4)2 H1+ (AsO4)3- Oxiácido Ácido nitroso HNO2 H1+ (NO3)1- Oxiácido Ácido sulfúrico H2SO4 H1+ (SO4)2- Oxiácido Ácido peryódico HIO4 H1+ (IO4)1- Oxiácido Ácido fosfórico H3PO4 H1+ (PO4)3- Oxiácido Ácido bromoso HBrO2 H1+ (BrO2)1- Oxiácido propuestos.-Ejercicios propuestos. Complete el siguiente cuadro con la información solicitada. Nombre Fórmula Catión Anión H1+ (CO3)2- H1+ (PO3)3- HClO Ácido yodoso H3AsO3 Ácido sulfuroso Tipo de compuesto EJERCICIO # 12 Complete el siguiente cuadro con la información adecuada. Nombre Fórmula Catión Anión Mg2+ H1- Mn2+ O2- Cu1+ Cl1- Tipo de compuesto Trióxido de azufre H2S Hidróxido de cobalto III HNO3 Fosfito de cromo II PH5 Ácido hipoyodoso 2.7 Sales 2.7.1 haloideas.- Se consideran derivados de los hidrácidos. Sales haloideas Están formadas por un metal y un no metal. Se caracterizan por no tener oxígeno. Fórmula general: MxAy M: símbolo del metal A: símbolo de un no metal x: subíndice del metal y: subíndice del no metal Nombre Ejemplos: NaCl cloruro de sodio Au2S3 sulfuro de oro III FeBr3 bromuro de hierro II K2Te teluro de potasio Ejercicios resueltos: Catión Anión Tipo de compuesto Nombre Fórmula Yoduro de potasio KI K1+ I1- Sal haloidea Teluro de aluminio Al2Te3 Al3+ Te2- Sal haloidea Cloruro de cobre II CuCl2 Cu2+ Cl1- Sal haloidea Sulfuro de calcio CaS Ca2+ S2- Sal haloidea Bromuro de cobalto III CoBr3 Co3+ Br1- Sal haloidea Carburo de calcio Ca2C Ca2+ C4- Sal haloidea 2.7. 7.2 Oxisales.- Están formadas por un metal y un anión binario (formado 2. 7. 2 Oxisales por dos elemento). A continuación se señalan las fórmulas de los aniones más importantes, los cuales se encuentran en su hoja de datos. ANIONES 11FClBr-I(OH)(HCO3)(NO3)(NO2)(MnO4)(ClO4)(ClO3)(ClO2)(ClO)- ANIONES 22S2Se2Te2(CO3)2(SO4)2(SO3)2(CrO4)2(Cr2O7)2- Fluoruro Cloruro Bromuro Yoduro Hidróxido Bicarbonato Nitrato Nitrito Permanganato Perclorato Clorato Clorito Hipoclorito Sulfuro Seleniuro Teluriuro Carbonato Sulfato Sulfito Cromato Dicromato ANIONES 33(AsO4)3(AsO3)3(PO4)3(PO3)3- Arseniato Arsenito Fosfato Fosfito Ejms: Na2SO4 sulfato de sodio El subíndice 2 del sodio, corresponde al número de oxidación del ión sulfato (SO4)2Fe3(PO4)2 fosfato de hierro II El subíndice 2 del ion fosfato, nos indica cuál de los números de oxidación del hierro se está utilizando, y el 3 del hierro es el número de oxidación del ion fosfato. Ejercicios resueltos.En el siguiente ejercicio se muestra con color azul las preguntas y con negra las respuestas. Nombre Fórmula Anión Catión Tipo de compuesto Nitrato de cobre II Cu(NO3)2 Cu2+ (NO3)1- Oxisal Carbonato de sodio Na2CO3 Na1+ (CO3) 2- Oxisal Hipoyodito de plata HIO H1+ (IO) Sulfito de niquel III Ni2(SO3)3+ Ni3+ (SO3)2- Oxisal Perclorato de oro I AuClO4 Au1+ (ClO4)1- Oxisal 1- Oxisal TAREA # 16 Complete la siguiente tabla con la información solicitada y envíela a l correo de su profesor. Nombre Fórmula Anión Catión Mg2+ S2– Hidróxido de aluminio HNO3 Óxido de cobre I NH3 Carbonato de calcio Tipo de compuesto SO2 Co3+ H1– K1+ Br1– H1+ (PO4)3– Ácido clorhídrico V2 O 5 Pentahidruro de arsénico RbH H2S 3. MOL Y CÁLCULOS QUÍMICOS 3.1 La mol, el N° de Avogadro y cálculos con la masa de átomos y moléculas. 3.1.1 Concepto de mol El concepto de mol mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en el estudio de de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química. MOL.- Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades (átomos, tomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos elementales (á presentes en 12 g de carbono 12. Cuando hablamos de un mol, nos referimos a un número específico de partículas. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12 objetos, una centena 100 y un mol son 6.022 x 1023.partículas partículas. Este número partículas se llama Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo. (Insertar figura 6.9 p. 155 Hill-Kolbe) Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento. 1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023 átomos Si tiene una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de pingpong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero NO PESAN LO MISMO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo. Lea con atención el siguiente texto que le ayudará a darle una idea de este número: ¿De qué tamaño es el número de Avogra Avogrado? do?El número de Avogadro es tan grande, que do? es necesario examinar algunos ejemplos para comprender su significado, así como un viaje en automóvil de 3000 kilómetros significa poco hasta que se tiene la experiencia de conducir esa distancia. Confiamos en que al menos alguno de los ejemplos siguientes te ayude a comprender el número enorme de partículas que representa el número de Avogadro: 6.022 X 1023. Avogadro 1. El número de Avogadro de copos de nieve cubriría Estados Unidos en su totalidad con una capa de aproximadamente 1000m de profundidad. 2. Si los átomos fueran del tamaño de canicas de vidrio ordinarias, el número de Avogadro de estos átomos cubriría Estados Unidos en su totalidad con una capa de alrededor de 110 Km.de profundidad. 3. Si los átomos fueran del tamaño de los chícharos, el número de Avogadro de estos átomos cubriría la superficie de la Tierra con una capa de alrededor de 15 m. De profundidad. 4. Si tuvieras una fortuna de 6.022 X 1023 dólares, que es el número de Avogadro de dólares, podrías gastar mil millones de dólares cada segundo durante toda tu vida y esa fortuna sólo habría disminuido en 0.001%. 5. Para contar el número de Avogadro de canicas, guisantes, emparedados, dólares o cualquier otra cosa a razón de una por segundo (esto representa 6.022 X 1023s), se necesitarían 51 000 planetas como la Tierra, con todos sus habitantes, con cada persona contando sin cesar durante toda una vida de 75 años. Examina los cálculos. 51 000 planetas con todos sus habitantes contando cada uno durante 75 años! Un mol de una sustancia contiene 6.0022 X 1023 partículas, un número enorme; sin embargo Un mol de agua tiene una masa de sólo 18.0 g y un volumen de 18.0 ml, ml que es un poco menos de cuatro cucharaditas. Un mol de cualquier gas ocupa sólo 22.4 L, suficiente para inflar un globo hasta un diámetro de 35 cm a la temperatura y presión normales. Un mol de sal, NaCl, NaCl tiene una masa de 58.5 g, una cantidad que puedes tener en la palma de la mano. ¿Ahora sí ya has “experimentado” el tamaño del número de Avogadro? ¡Sabes lo que significa un mol de una sustancia? Lo sabes si eres capaz de explicárselo a otra persona. ¡Inténtalo! Bibliografía: Burns, R. Fundamentos de Química. 4ª. Edición. México, Pearson, 2033. 3.1.2 Masa atómica, masa fórmula y masa molar La masa atómica de un elemento es el promedio de sus isótopos y la abundancia de cada uno de ellos, y las masas atómicas actuales están basada en el carbono 12. La masa fórmula se utiliza para describir la masa de los compuestos iónicos. La masa molar o molecular es la masa de los compuestos que existen como moléculas formadas por enlaces covalentes. El cálculo de la masa fórmula o masa molecular se efectúa de la misma forma: Masa molecular molecular o Masa fórmula Suma de las atómicas s de las ma masas sas atómica cada uno de los elementos por el número de átomos de dicho elemento. = Ejemplos: Calcule la masa molecular de los siguientes compuestos. a) K2SO4 (sulfato de potasio) Átomo # de átomos Masa atómica K 2 x 39.10 S 1 x 32.06 O 4 x 16.00 = = = 78.20 32.06 64.00 + 174.26 g = = = 24.02 4.04 32.00 + 60.06 g = = = 176.79 61.94 128.00 + 366.73 g b) CH3-COOH (ácido acético) Átomo C H O # de átomos 2 4 2 x x x Masa atómica 12.01 1.01 16.00 c) Co3 (PO4)2 (fosfato de cobalto II) Átomo Co P O # de átomos 3 2 8 x x x Masa atómica 58.93 30.97 16.00 3.1.3 Relación entre la mol, el N° de Avogadro y la masa de átomos y moléculas. NOTA: En este apartado, al referirnos a los elementos, nos referimos NOTA exclusivamente a los átomos, sin tomar en cuenta si es molecular o no. Para cualquier ELEMENTO: 1 MOL = 6.022 X 1023 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos) Ejemplos: Moles de átomos átomos Átomos Gramos (Masa atómica) 1 mol de S 6.022 x 1023 átomos de S 32.06 g de S 1 mol de Cu 6.022 x 1023 átomos de Cu 63.55 g de Cu 1 mol de N 6.022 x 1023 átomos de N 14.01 g de N 1 mol de Hg 6.022 x 1023 átomos de Hg 200.59 g de Hg 2 moles de K 1.2044 x 1024 átomos de K 78.20 g de K 0.5 moles de P 3.0110 x 1023 átomos de P 15.485 g de P En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos: ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y es 55.85 g . Entonces: 1 mol de Fe = 55.85 g Fe 25 g Fe 1 mol Fe = 55.85 g Fe = 0.445 moles moles Fe Observe que la unidad del dato y del denominador del factor de conversión son iguales para que así puedan simplificarse como se muestra en el ejercicio. ¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 35.00 g de magnesio (Mg)? Este ejercicio es un relación átomos átomos--gramos, gramos consultamos en la tabla periódica la masa atómica del magnesio, 24.31 g, la relación es 6.023 x 10 23 átomos = 24.31 g Mg 6023 x 10 23 átomos de Mg 35.00 g Mg = 24.31 g Mg = 8.67 x 1023 átomos de Mg ¿Cuántas moles átomos de K son 5.11 x 1024 átomos de potasio? En este ejercicio la relación es moles moles--átomos, átomos por lo tanto no es necesaria la masa atómica, la relación es 1 mol mol de átomos K = 6.023 6.023 x 1023 átomos de K 5.11 x 10 24 átomos de K 1 mol 6.023 x 10 23 átomos de K = = 8.48 moles de K En 3.25 moles de átomos de Na, ¿cuántos gramos hay? Ahora la relación es gramos moles La masa atómica del sodio es 22.99 g. 1 mol de átomos de Na= Na= 22.99 g Na 3.25 mol Na 22.99 g Na = 1 mol Na = 74.72 g Na En una muestra de 130 g de azufre (S) calcule: a) ¿Cuántas moles de átomos hay? b) ¿Cuántos átomos hay? a) En este inciso la relación es gamos-mol. La masa atómica del azufre es 32.06 g. 1 mol de átomos de S = 32.06 g de S 130 g S 1 mol S = 32.06 g S = 4.05 moles de S b) Ahora la relación es gramos-átomos. 32.06 g de S = 6.023 x1023 átomos de S 6.023 x 10 23 átomos de S 130 g S = 32.06 g S = 2.44 x 1024 átomos de S Resumen de los tipos de relación utilizados:: TIPO DE RELACIÓN EJEMPLOS DE PROPORCIÓN Mol--gramo Mol 1 mol de átomos de Fe = 55.85 g ÁtomosÁtomos-gramos 6.012 x 1023 átomos de Mg = 24.31 g Mg Mol--átomos Mol 1 mol de átomos de K = 6.023 6.023 x 1023 átomos K Mol--gramo Mol 1 mol de átomos de Na = 22.99 g Na Gramos--átomos Gramos 32.06 g de S = 6.023 x 1023 átomos S EJERCICIO # 13 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente su procedimiento. Se proporcionan los resultados en cursiva para que usted corrobore sus respuestas. Las masas atómica se utilizan redondeando a dos decimales y las respuestas también son redondeando a dos decimales. 1) ¿Cuántos gramos hay en 5.15 moles de átomos de Ca? R = 206.41 g de Ca 2) ¿Cuántas moles de átomos de Ag contienen 7.11 x 1024 átomos de Ag? 3) ¿Cuántos átomos de Rb hay en 100 g? R = 11.80 moles de Ag R = 7.05 x 1024 átomos de Rb 4) Calcule en una muestra de 4.75 moles de Fe: a) Átomos b) Gramos R = a) 2.86 x 1024 átomos de Fe b) 265.29 g de Fe TAREA TAREA # 17 17 Resuelva los siguientes ejercicios en hojas blancas tamaño carta, detallando claramente sus procedimientos. Entregue a su profesor en la próxima sesión. Se proporcionan las respuestas para que usted revise sus resultados. 1) ¿Cuántos gramos de Mg contienen 9.17 x 1024 átomos de Mg? 2) En una muestra de 115 g de cobre, ¿cuántas moles hay? R = 370.11 g Mg R = 1.81 moles Cu 3) Una pieza de aluminio pesa 45 g, ¿cuántos átomos de aluminio contiene? 4) Calcule en 2.11 x 1024 átomos de azufre. a) Moles R = 1.00 x 1024 átomos Al b) Gramos R = 3.50 moles de S R = 11.23 g S En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar. Para compuestos covalentes: 1 MOL = 6.022 x1023 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos) Para compuestos iónicos: 1 MOL = 6.022 x1023 FÓRMULAS UNITARIAS= UNITARIAS= (gramos)) MASA FÓRMULA (gramos Ejemplos: 1) ¿Cuántas fórmulas unitarias hay en 225 g de NaOH? La relación es fórmula unitarias unitarias--gramos, gramos por tanto lo primero que debemos hacer es obtener la masa molecular del hidróxido de sodio. NaOH Na O H 1 1 1 X x x 22.99 16.00 1.01 = = = 22.99 16.00 1.01 + 40.00 g Aplicamos la relación de moléculas gramos: 6.023 x 1023 fórmulas unitarias de NaOH = 40.00 g de NaOH 6.023 x 10 23 moléculas NaOH 225 g NaOH = 4.00 g NaOH = 3.39 x 1024 moléculas de NaOH 2) En una muestra de 2.17 moles de sal de mesa (NaCl), ¿cuántos gramos hay? Relación molesmoles-gramos Como la relación involucra gramos, debemos calcular la masa fórmula del compuesto. (Nota Nota: Nota Recuerde que el NaCl es un compuesto iónico y lo correcto es hablar de masa fórmula y no masa molecular). NaCl Na Cl 1 1 X x 22.99 35.45 = = 22.99 35.45 58.44 g 1 mol NaCl = 58.44 g NaCl 2.17 moles NaCl 58.44 g NaCl = 1 mol NaCl = 126.81 g NaCl 3) ¿Cuántas moléculas de agua hay en 4.87 moles? La relación es moléculas-moles, por lo tanto no es necesaria la masa molecular. 1 mol H2O = 6.023 x 1023 moléculas de H2O 6.023 x 10 23 moléulas de H 2 O 4.87 moles H 2 O 1 mol de H 2 O = 2.93 x 1024 moléculas de H2O 3) ¿Cuántas fórmulas unitarias de Cu3(AsO4)2 (arsenato de cobre II) hay en una muestra de 500 g? La relación es fórmulas unitarias-gramos. Cu3(AsO4)2 Cu3(AsO4)2 Cu 3 X 63.55 = 190.65 As 2 x 74.92 = 149.84 O 8 x 16.00 = 128 + 468.49 g 468.49 g de Cu3(AsO4)2 = 6.023 x 1023 fórmula unitarias unitarias de Cu3(AsO4)2 6.023 x 10 23 fórmulas unitarias de Cu 3 ( AsO 4 ) 2 500 g Cu 3 ( AsO 4 ) 2 = 468.49 g Cu 3 ( AsO 4) 2 = 6.43 x 1023 fórmulas unitarias de Cu3(AsO4)2 4) Calcule en 7.22 x 1024 moléculas de CO2 (bióxido de carbono) a) Gramos b) Moles a) Relación moléculas-gramos Masa molecular CO2 C 1 X 14.01 = O 2 x 16.00 = 14.01 32.00 44.01 g 44.01 g de CO2 = 6.023 x 1023 molécula de CO2 7.22 x 10 24 moléculas CO 2 44.01 g CO 2 6.023 x 10 23 moléculas CO 2 = 527.56 g de CO2 c) Relación moléculas-moles 6.023 x 1023 molécula de CO2 = 1 mol de CO2 1 mol CO 2 7.22 x 10 24 moléculas CO 2 6.023 x 10 23 moléculas de CO 2 = = 11.99 moles de CO2 EJERCICIO 14 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Se proporcionan las respuestas para que usted revise sus resultados. 1) ¿Cuántas fórmulas unitarias hay en 2.15 moles de KCl? R = 1.29 x 1024 fórmulas unitarias de KCl 2) ¿Cuántas moles están contenidas en una muestra de 150 g de azúcar (C12H22O11)? 3) ¿Cuál es la masa de 6.18 x 10 24 R = 0.44 moles de C12H22O11 moléculas de H2CO3? 4) En 670 g de C2H5OH (alcohol etílico) calcule: a) Moles b) Moléculas R = 636.47 g de H2CO3 R =a) 14.54 moles de C2H5OH b) 8.76 x 1024 moléculas de C2H5OH TAREA 18 18 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Envíe sus respuestas al correo electrónico de su profesor y entregue sus procedimientos en hojas blancas tamaño carta, en la próxima sesión. 1) ¿Cuántas moles de HNO3 (ácido nítrico) están contenidas en 125 g? 2) ¿En cuántos gramos de CaCl2 (cloruro de calcio) hay 2.55 x 1024 fórmulas unitarias? 3) En 15.30 moles de SO2, ¿cuántas moléculas hay? 4) En 2.55 x 1024 moléculas de CO2 (bióxido de carbono), calcule: a) Moles b) Gramos 3.2 COMPOSICIÓN PORCENTUAL La composición porcentual es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos que forman un compuesto. compuesto Se calcula mediante la siguiente fórmula: %X = masa de X (100) masa molecular Donde X representa alguno de los elementos del compuesto. Ejemplos: 1) Calcule la composición porcentual de la glucosa (C6H12O6). Paso 1: Calcular la masa molecular o masa fórmula, según el tipo de compuesto. En este caso es masa molecular ya que la glucosa es un compuesto covalente. C6H12O6 C H O 6 12 6 X x x 63.55 1.01 16.00 = = = 72.06 12.12 96.00 + 18.018 g Paso 2: Calculamos el % de cada elemento aplicando la fórmula. 72.06 g (100) = 39 .99 % C 180.18 g 12.12 g %H = (100) = 6.73% H 180.18 g 96.00 g %O = (100) = 53.28 % O 180.18 g %C = Si sumamos los porcentajes obtenidos: 39.99 + 6.73 + 53.28 = 100. La suma de los porcentajes debe ser igual a 100 o por los menos un valor muy cercano por ejemplo 99.9 ó 100.1. Si la diferencia es mayor debemos revisar porque seguramente hay algún error en los cálculos. 2) Calcule la composición porcentual del CaCO3 (carbonato de calcio) Paso 1 CaCO3 Ca C O 1 1 3 X x x 40.08 12.01 16.00 = = = 40.08 12.01 48.00 100.09 + g 40.08 g (100) = 40.04 % Ca 100.09 12.01 g %C = (100) = 12.00 % C 100.09 g 48.00 g %O = (100) = 47.96% O 100.09 g % Ca = 40.04 + 12.00 + 47.96 = 100 EJERCICIO # 15 Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos: a) H3PO4 (ácido fosfórico) b) C3H6O (acetona) 3.3 FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR La fórmula empírica es la fórmula mínima de un compuesto.. Indica la relación más sencilla de números enteros de cada elemento presente en un compuesto. La fórmula molecular es la fórmula real, ya que indica el número de átomos de cada elemento, presentes en el compuesto. A partir de la fórmula molecular podemos obtener la fórmula empírica si dividimos todos los subíndices entre el mínimo común divisor, pero todos deben ser divisibles de lo contrario la fórmula empírica y la molecular son iguales. Ejemplos: Nombre Fórmula molecular Fórmula empírica Glucosa C6H12O6 CH2O Butano C4H10 C2H5 Sacarosa C12H22O11 C12H22O11 Acetileno C2H2 CH Benceno Benc eno C6H6 CH La fórmula empírica de dos compuestos diferentes puede ser igual como en el caso del benceno y el acetileno, ya que la relación mínima de sus átomos es la misma.. No así, la fórmula molecular que generalmente identifica a los compuestos. En los compuestos del carbono, sucede que compuestos diferentes tengan la misma fórmula molecular, pero se difieren en su estructura, la cual determina propiedades distintas, aún cuando el número de átomos de cada elemento sea igual. empírica molecular.. Cálculo de la fórmula em pírica y molecular A partir de la composición porcentual de un compuesto podemos calcular la fórmula empírica ya partir de éste la molecular. Ejemplos: 1) Determine la fórmula empírica y molecular de un compuestos que contiene 32.4% de Na, 22.6% de S y 45.1% de O. Su masa molecular es 142 g/mol. 1: Tomar una base de 100 g, PASO 1 g de acuerdo a la cual, 100 g de compuesto tienen tantos gramos de cada elemento como indique el porcentaje. En nuestro ejemplo la cantidad de gramos es igual al porcentaje porque se toma como base 100 g. 32.4 g de Na 22.6 g de S 45.1 g de O PASO 2: Calcular las moles de cada átomo 1 mol Na = 1.41 moles Na 22.99 g 32.4 g Na . 22.6 g S 1 mol S = 0.705 moles S 32.06 g 45.1 g O 1 mol O = 2.82 moles O 16.00 g 3: Dividir las moles obtenidas entre el valor más pequeño. PASO 3 El valor más pequeño es 0.705 Para Na: Para S: 1.41 =2 0.705 0.705 =1 0.705 Para O : 2.82 =4 0.705 PASO 4: Los cocientes obtenidos, representan los subíndices de cada elemento. Estos números deben ser enteros sin redondear. FÓRMULA EMPÍRICA: Na2SO4 PASO 5: Calcular la masa fórmula o masa molecular de la fórmula empírica. Na2SO4 Na S O 2 x 22.99 = 45.98 1 x 32.06 = 32.06 4 x 16.00 = 64.00 + 142.04 g/mol Na2SO4 Na S O 1 1 4 x x x 22.99 32.06 16.00 = = = 45.98 32.06 64.00 142.04 + g PASO 6: Dividir la masa molecular o masa fórmula real que proporciona el ejercicio como dato, entre la masa molecular o masa fórmula de la fórmula empírica para obtener una valor “n” que es el número de veces que la fórmula molecular es mayor que la empírica. Este valor “n” se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica y así obtenemos la molecular. n= 0.999 142 g / mol = 0.999 142.04 g / mol 1, por tanto la fórmula molecular es igual a la empírica. FÓRMULA MOLECULAR: Na2SO4 2) Un hidrocarburo tiene una masa molecular de 58.2 umas. Si el porcentaje de carbono es 82.7%, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto? Si el compuesto es un hidrocarburo está formado solo por carbono e hidrógeno. Para obtener el % de hidrógeno, restamos de 100 el % de carbono: 100 - 82.7 = 17.3 % de H 1: Tomar una base de 100 g, PASO 1 g de acuerdo a la cual, 100 g de compuesto tienen tantos gramos de cada elemento como indique el porcentaje. 82.7 g de C 17.3 g de H PASO 2: Calcular las moles de cada átomo 82.7 g C 1 mol = 6.89 moles C 12.01 g 17.3 g H 1 mol = 17.13 moles H 1.01 g 3: Dividir las moles obtenidas entre el valor más pequeño. PASO 3 El valor más pequeño es 6.89. Para el C: 6.89 =1 6.89 17.13 = 2.49 2.5 6.89 PASO 4: Los cocientes obtenidos, representan los subíndices de cada Para el H elemento. Estos números deben ser enteros sin redondear. Si aparece un número decimal como en este caso, el 2.5 del hidrógeno, deben multiplicarse ambos valores por el número entero más pequeño cuyo producto con el decimal sea un entero. En este caso debemos multiplicar por 2. Para el C: 1 x 2 = 2 Para el H: 2.5 x 2 = 5 Estos números son los subíndices de la fórmula empírica FÓRMULA EMPÍRICA: C2H5 PASO 5: Calcular la masa fórmula o masa molecular de la fórmula empírica. C2H5 C H 2 5 x x 12.01 1.01 = = 24.02 5.05 29.07 umas Expresamos la masa en umas para que concuerde con la unidad que se utilizó en el dato de masa molécula real que da el ejercicio. PASO 6: Dividir la masa molecular o masa fórmula real que proporciona el ejercicio como dato, entre la masa molecular o masa fórmula de la fórmula empírica para obtener una valor “n” que representa el número de veces que cabe la fórmula empírica y la molecular. Este valor “n” se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica y así obtenemos la molecular. n= 58.2 umas = 2.00 29.07 umas Multiplicamos los subíndices de la fórmula empírica C2H5 x 2 FÓRMULA MOLECULAR = C4H10 Aunque el problema sólo solicitaba la fórmula molecular, es necesario obtener la empírica. A continuación se muestra una tabla de las equivalencias más comunes entre decimales y el número entero más pequeño por el cual debe ser multiplicado el decimal para que se un entero Valor decimal Multiplicar por 0.50 2 0.33 3 0.66 3 0.25 4 0.20 5 3) La vitamina “C” presente en frutos cítricos tales como el limón, la naranja y la toronja tiene la siguiente composición porcentual. 40.91% de C, 4.64% de H y el resto e oxígeno. Si su masa molecular es 176 g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular de la vitamina “C”? Calculamos el porcentaje de oxígeno restando de 100 los otros dos porcentajes: 100 – 40.91 – 4.64 = 54.45% de O PASO 1 Base: 100 g 40.91 g C 4.64 g H 54.45 g O PASO 2 40.91 g C 1 mol C = 3.41 moles C 12.01 g C 4.64 g H 1 mol H = 4.59moles H 1.01 g H 54.45 g O 1 mol O = 3.40 moles 16.00 g PASO 3 C: 3.41 = 1.00 3.40 H: 4.59 = 1.35 3.40 O: 3.40 =1 3.40 PASO 4 Tenemos un número decimal 1.35. El factor adecuado es 3 porque 1-35 x 3= 4.05 el cual si se puede redondear a 4. Entonces multiplicamos todos los cocientes por 3. FÓRMULA EMPÍRICA: C3H4O3 PASO 5 C3H4O3 C H O 3 4 3 x x x 12.01 1.01 16.00 = = = 32.03 4.04 48.00 + 88.07 g PASO 6 n= 176 = 1.998 88.07 2 Los subíndices de la fórmula empírica se multiplican por 2: FÓRMULA MOLECULAR C6H8O6 A continuación se muestra un diagrama del procedimiento para calcular la fórmula molecular de un compuesto.. EJERCICIO 16 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Se proporciona la respuesta para que usted corrobor sus resultados. 1.- La estrona, hormona sexual femenina dio en el análisis el siguiente resultado: 80.0% de carbono, 8.20% de hidrógeno y 11.8% de oxígeno. Se encontró su masa molecular de 270 umas. ¿Cuál es la fórmula molecular de la estrona? C18H22O2 2- La nicotina, un compuesto que se encuentra en elas hojas de tabaco en una concentración de 2 a 8 %, dio en el análisis: 74.0% de carbono, 8.7% de hidrógeno y el resto es nitrógeno. La masa molecular del compuesto es igual a 162 g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular de la nicotina? C10H14N2 3.- Encuentre la fórmula molecular de un compuestos que contiene 83.7% de carbono, 16.3% de hidrógeno y una masa molecular de 86.0 umas. C6H14 4.- Determine la fórmula empírica de un compuestos formado por 26.6% de potasio, 35.4% de cromo y el resto es oxígeno. K2Cr2O7 TAREA 19 19 Resuelva los siguientes ejercicios. Mande sus respuestas al correo del profesor y entregue sus procedimientos en hojas blancas tamaño carta en la siguiente sesión. 1.- El etilenglicol, la sustancia empleada en los anticongelantes para autos, tiene la siguiente composición: en masa: 38.7% de carbono, 9.70% de hidrógeno y 51.6% de oxígeno. Su masa molecular es de 62.1 g/mol. Determine la fórmula molecular del etilenglicol. 2.- Determine la fórmula empírica y molecular de la epinefrina (adrenalina) una hormona secretada al torrente sanguíneo en situaciones de miedo o tensión: 50% en masa de carbono, 7.10% en masa de hidrógeno, 26.2% de oxígeno en masa y el resto es nitrógeno. El peso molecular es de 10 umas. 3.- El mestileno, un hidrocarburo presente en pequeñas cantidades en el petróleo crudo, tiene la siguiente composición 89.92% de carbono y el resto es hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del mestileno si el peso molecular es de 121 umas? 4.- Un óxido de vanadio tiene 56.01% en masa de vanadio. Su masa molecular es 182 g/mol. Escriba la fórmula molecular y el nombre del compuesto. 5.- Determina Ela composición porcentual del (NH4)3PO4 (fosfato de amonio) que es un compuesto utilizado como fertilizante. 4. ECUACIÓN QUÍMICA 4.1 Elementos de una ecuación química Una ecuación química es una representación esquemática, mediante fórmulas y símbolos de un cambio o reacción química. Para identificar las partes de una ecuación química utilizaremos la siguiente ecuación:: Esta ecuación se lee de la siguiente forma: efecto Dos moles de clorato de potasio sólido se descomponen por e fecto del calor, en dos moles de clor clorur uro ur o de potasio sólido y tres moles de oxígeno gaseoso. REACTIVOS. REACTIVOS.- Son las sustancias que reaccionan, las sustancias originales que van a combinarse, o bien una sola sustancia que va a descomponerse, y se colocan a la izquierda de la flecha. PRODUCTOS.PRODUCTOS Son las sustancias que se forman en un cambio químico y se colocan a la derecha de la flecha La flecha se lee produce o se descomponen en… cuando se trata de un solo reactivo. Las letras entre paréntesis indicadas después de cada sustancia, señalan el estado físico de éstas: (s): sólido ( ): líquido (g): gaseoso (ac): acuoso, disuelto en agua En algunos casos, en los productos, en las sustancias que se desprenden como gases se utiliza una flechita hacia arriba y si alguno de los productos es sólido insoluble se precipita, y se utiliza una flecha hacia abajo COEFICIENTES. COEFICIENTES Son números colocados antes de cada sustancia para balancear la ecuación. Cuando el número es uno no es escribe. balanceada:: Es una ecuación que tiene el mismo Ecuación química balanceada número de átomos en ambos miembros de la misma. 4.2 Tipos de reacciones químicas A continuación se ejemplifican cuatro tipos de ecuaciones generales. No todas las ecuaciones pueden clasificarse en alguno de éstos tipos. 1) Reacción de combinación o síntesis.síntesis La forma general de este tipo de reacciones es: En este tipo de reacciones dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Los reactivos pueden ser elementos o compuestos, pero el producto siempre es un compuesto. Ejemplos: Cómo puede usted observa los reactivos pueden ser elementos, compuestos o bien un compuesto y un elemento. 2) Reacción de descomposición.descomposición.- La forma general de este tipo de reacciones es: En este tipo de reacciones hay un solo reactivo, el cual se descompone en uno o más productos. El reactivo siempre debe ser un compuesto, y los productos pueden ser elemento o compuestos más sencillos. Ejemplos: Como puede usted observar, generalmente las descomposiciones se llevan a cabo por efectos del calor. sencillo.-- La forma general de este tipo 3) Reacción de desplazamiento sencillo. de reacciones es: En este tipo de reacción un elemento reacciona reemplazando a otro en un compuesto, y este elemento que es desplazado aprece como elemento libre, por esto los reactivos y los productos son un elemento y un compuesto. Para que un elemento sea desplazado, es necesario que el que activo. Los metales pueden acomodarse en un lo va a desplazar, sea más activo orden que se conoce como electromotriz o de actividad. actividad A continuación se muestra esta serie incluyendo al hidrógeno aunque no es un metal. Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Cd > Ni Z Sn > Pb > (H) > Cu > Hg > Ag > Au En cuanto a los halógenos el orden decreciente de actividad es: F2 > Cl2 > Br2 > I2 Ejemplos: El zinc es un metal más activo que el cobre y puede desplazarlo por lo que el cobre aparece en los productos como elemento libre. 4) Reacción de doble desplazamiento.desplazamiento.- La forma general de este tipo de reacciones es: En este tipo de reacción, participan dos compuestos en los cuales el ion positivo (catión) de un compuesto, se intercambia con el catión del otro. Ejemplos: EJERCICIO # 16 EJERCICIO 17 Escriba sobre la línea el tipo de reacción que representa cada una de las siguientes ecuaciones. 4.3 Balanceo de ecuaciones Una ecuación química balanceada es aquella que tiene el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados. Debemos recordar que en una reacción química ordinaria no se crean ni se forman nuevos átomos, sino que éstos se reacomodan dando lugar a sustancias diferentes de las originales. Hay diferentes métodos para balancear una ecuación, y el método más adecuado depende de las características de las ecuaciones a balancear. Independientemente del método de balanceo utilizado, una vez balanceada la ecuación, debe revisar si los coeficientes tienen un común divisor, ya que los deben ser lo más pequeño posibles. Si hay ese común divisor, todos los coeficientes se simplifican. Solo recuerde que con un solo número que no tenga ese divisor, no se puede simplificar ningún coeficiente. 4.3.1 Método de tanteo Este método también se conoce como de inspección. Es un método útil para ecuaciones sencillas que se basa en la prueba y el error. Ejemplos: Acomodamos debajo de la flecha los elementos que aparecen en la ecuación, dejando siempre al último el hidrógeno y el oxígeno, si es que están presentes y vamos contando los átomos del primer elemento. 1-Fe- 1 1- Cl - 2 H Cómo el cloro no está balanceado colocamos un 2 en el HCl 1-Fe- 1 2 1- Cl - 2 2-H -2 Ya hay el mismo número de átomos en ambos miembros de la ecuación. Colocamos un 3 en el agua para tener 6 H. La ecuación está balanceada. 4.3.2 Método algebraico El método algebraico está basado en la resolución de ecuaciones sencillas de las que se obtienen los coeficientes que balancean la ecuación. Ejemplos: Paso 1: Designar con una letra minúscula, en orden alfabético, cada sustancia de la ecuación. Paso 2: Obtener una ecuación algebraica para cada elemento, siguiendo las siguientes reglas: Se utilizan los subíndices de cada elemento y la letra donde aparezca dicho elemento, sustituyendo la flecha por el signo de igual. Cuando el subíndice no está indicado, quiere decir que es igual a 1. Si un mismo elemento aparece en dos sustancias de los reactivos o de los productos, se pone el subíndice como coeficiente de la letra que le corresponda a esa sustancia y se suman ésas dos expresiones. Ejemplo: C: 7a = c H: 16 a = 2d O: 2b = 2c + d Paso 3: Asignamos a la letra que aparezca más veces en ecuaciones de dos incógnitas el valor de 1. En este caso ese valor corresponde a la letra “a”. a=1 C: 7(1) = c 7=c 16 a = 2d 16 (1) = 2d 16/2 = d 8=d 2b = 2c + d 2b = 2(7) + 8 2b = 14 + 8 b= 22/2 b = 11 Paso 4: 4 Los valores obtenidos se colocan como coeficientes de la ecuación. El 1 no se escribe por ser innecesario. Paso 5: Revisamos que el número de átomos de cada elemento en ambos miembros sea igual. Asignamos las letras y obtenemos una ecuación para cada elemento. Li: a = 2c C: b = c H: a = 2d O = a +2b = 3c + d La letra que aparece más veces en ecuaciones con dos incógnitas es la “a”, entonces a = 1 a = 2c 1 = 2c ½=c Cuando un número es fraccionario, todos los números conocidos hasta ese momento se multiplican por el denominador, para convertir la fracción a entero: a =1x2=2 c=½x2=1 Continuando con las demás ecuaciones:: b =c b= 1 a +2b 2 + 2(1) = 3c + d = 3 (1) + d 4 =3+d 4-3 =d 1=d K: a = b Cl: a = b O: 3a = 2c a=1 a=b 1=b 3a = 2c 3(1) = 2c 3/2 2=c 3/ a= 1 x2 = 2 b=1x2=2 c = 3/2 x 2 = 3 2 KClO3 Al: a = 2c O: 3a + 4b = 12 c + d H: 3a + 2b = 2d S: b = 3c a=1 a = 2c 1 = 2c ½=c a=1x2=2 c=½x2=1 b = 3c b = 3 (1) b=3 3a + 2b = 2d 3(2) + 2 (3) = 2d 6+6 = 2d 12/2 = d 6 =d 2 KCl + 3 O2 2 –K- 2 2 –Cl- 2 6 –O- 6 EJERCICIO 18 Balancee utilizando el método algebraico las ecuaciones del ejercicio 16. TAREA 20 En una hoja blanca, tamaño carta, balancee las siguientes ecuaciones por el método algebraico y clasifíquelas de acuerdo al tipo de reacción que representan. Entregue su tarea al profesor en la próxima sesión. 4.3.3 Método redorx a) Conceptos de oxidación y reducción Las reacciones de oxidación oxidación--reducción son aquellas en las que hay electrones. transferencia de electrones En la oxidación las sustancias pierden electrones pierden elec trones y en la reducción ganan electrones. ganan electrones La sustancia que se oxida se llama agente reductor porque produce la reducción de otra sustancia y la que se reduce es agente oxidante porque produce la oxidación de otra. reducción La oxidación siempre acompaña a la reduc ción y viceversa, alguien tiene que ceder los electrones y alguien tiene que aceptarlos. El número de oxidación o estado de oxidación es un número entero positivo o negativo que se asigna a un elemento en un compuesto o ion. En la oxidación el número de oxidación aumenta y en la reducción disminuye. Insertar imagen 5.39 después de la tabla que son las dos flecha amarillas -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 Hay ciertas reglas para determinar los números de oxidación: Los elementos sin combinarse tienen un número de oxidación = 0 0. El hidrógeno habitualmente tiene +1, excepto en los hidruros que es -1. El número de oxidación del oxígeno generalmente es -2, excepto en los peróxidos donde es -1. Los metales combinados con no metales, tienen número de oxidación positivo positivo. Los números de oxidación de no metales combinados con metales, es negativo negativo. Los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA tiene número de all número del grupo. oxidación igual a La suma de los números de oxidación en un compuesto siempre es cero. Ejemplos.Calcule El número de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes compuestos. 1) H3PO4 +3 +5 +1x3 H3 –8 =0 –2x4 P O4 El hidrógeno tiene generalmente número de oxidación +1 y el oxígeno -2. Multiplicamos los números de oxidación por el subíndice y por diferencia obtenemos el número de oxidación del fósforo (P) en ese compuesto, ya que el fósforo puede tener +/-3. y +5. Tenemos +3 y -8, la diferencia para que sea cero es +5. Este es el número de oxidación del fósforo. 2) Na2Cr2O7 +2 +12/2 –14 +1x2 +6 –2x7 Na2 Cr2 O7 =0 El sodio (Na) elemento del grupo IA tiene número de oxidación fijo de +1, y el oxígeno -2. Multiplicamos por el número de átomos de cada uno, y la diferencia para que la suma algebraica sea cero, es +12, pero como son dos átomos de cromo, (Cr) cada uno tiene un número de oxidación de +6. +6 3) H2CO3 +2 +4 –6 +1x2 +4 –2x3 H2 C O3 =0 4) Fe2(SO4)3 Desglosamos el paréntesis para obtener el número total de átomos de cada elemento. El hierro (Fe) tiene dos números de oxidación +2 y +3. El subíndice del ion sulfato (SO4) nos indica cuál de ellos tiene., +3. +3 +6 +18/3 –24 +3x2 +6 –2x12 Fe2 S3 O12 =0 Como 3 átomos de azufre (S) el resultado de la diferencia se divide ente 3, por lo que el número de oxidación del azufre en ese compuestos es +6. b) Método redox El método redox de balanceo de ecuaciones sólo puede utilizarse en reacciones de oxidación-reducción. Ejemplos: Balancee las siguientes ecuaciones por el método redox. Ejemplo1 Paso 1: Asignar el número de oxidación de cala elemento para identificar el que se oxida y el que se reduce. Paso 2: Escribir las semireacciones con los elementos que cambian de número de oxidación, indicando al que se oxida y al que se reduce. Paso 3: Escribir sobre la flecha el número de electrones ganados y perdidos y balancear el número de átomos en la semireacción. El número de átomos en las semireacciones está balanceado, porque tiene el mismo número de átomos en ambos lados. Paso 4: Balancear el número de electrones ganados y perdidos multiplicando por el número entero más pequeño que los iguale. Paso 5: Colocamos los coeficientes en el compuesto correspondiente y balanceamos por inspección el resto de los elementos. Note que al balancear el resto de los elementos hay necesidad de agregar al agua un coeficiente 2. Ejemplo 2 Paso 1 Paso 2 Paso 3 Como en ambas semireacciones hay dos átomos, átomos el número de electrones se multiplica por dos. Cada átomo de yodo pierde 5 electrones x 2 = 10 electrones y cada átomo de cloro gana un electrón x 2 = 2 electrones. Paso 4 Ajuste redox Paso 5 Ajuste por inspección. Ejemplo 3 Paso 1 Paso 2 Paso 3 Paso 4 Paso 5 Hay casos en los cuales, el mismo elemento se reduce y se oxida. Este fenómeno se conoce como dismutación. Ejemplo 4 Paso 1 Paso 2 Paso 5 Al poner los coeficientes como el elemento es el mismo sumamos los coeficientes 5 +1 = 6 y este será el coeficiente del Cl2. EJERCICIO 19 19 Balancee las siguientes ecuaciones por el método redox, indicando el elemento que se oxida, el que se reduce, el agente oxidante y el agente reductor. TAREA 21 Balancee las siguientes ecuaciones por el método redox, indicando el elemento que se oxida, el que se reduce, el agente oxidante y el agente reductor. Envíe al correo del profesor las ecuaciones balanceadas junto con la información solicitada y entregue sus procedimientos la próxima clase 5. CAMBIO ENERGÉTICOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS QUÍMICAS 5.1 Ecuaciones termoquímicas En cualquier reacción química hay una cantidad de energía involucrada. Esta energía puede producirse en la reacción o bien, ser necesaria para que la reacción se lleve a cabo. En base a esto, las reacciones químicas se clasifican en dos grupos: Reacciones exotérmicas: exotérmicas Liberan energía endotérmicas: Absorben energía Reacciones endotérmicas En una ecuación termoquímica, termoquímica la cantidad de energía se expresa como parte de los reactivos, o en los productos según sea el tipo de reacción. En las e exotérmicas xotérmicas, xotérmicas como la energía se libera, ésta forma parte de productos, y en las endotérmicas endotérmicas, que absorben energía, ésta forma los productos parte de los reactivos. reactivos La cantidad de calor se mide en kilojoules (kJ) o en kilocarlorías (kcal), aunque es más común los kJ. Las kcal son más utilizadas en las cantidades de energía que aportan los alimentos. Ejemplos: 5.2 Entalpías de reacción La entalpía de reacción es una propiedad que se define como la cantidad de calor que se libera o se absorbe en una reacción química a presión constante. La entalpía de reacción, es la diferencia de la energía química entre productos y reactivos. Lo más importante no es la cantidad de energía que tienen productos y reactivos por sí mismos, sino el cambio de energía que se lleva a cabo en la reacción. Este cambio se conoce como entalpía entalpía de reacción, que se representa con ∆H. reacción ∆H = La suma de las entalpías de los productos MENOS la suma de las entalpías pías de los reactivos reactivos. ental En las reacciones exotérmicas, exotérmicas las entalpías de los productos son más pequeñas que las de los reactivos, por lo que el ∆Η es un número negativo negativo. Para el ejemplo de reacción exotérmica mostrado anteriormente, se expresaría de la siguiente manera: En el caso de las endotérmicas, endotérmicas el ∆H es positivo porque la energía de los productos es mayor que la de los reactivos y se expresaría así: Ambas formas de expresar las ecuaciones termoquímicas son correctas. EJERCICIO 20 Identifique las siguientes reacciones termoquímicas escribiendo en el paréntesis (EX EX) EN) EX si es exotérmico o (EN EN si es endotérmica. TAREA 22 Identifique las siguientes reacciones termoquímicas escribiendo en el paréntesis (EX EX) EN) EX si es exotérmico o (EN EN si es endotérmica. 6. VELOCIDAD DE REACCIÓN La Cinética Química es una parte de la Química que estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que la modifican. Teoría 6.1 Teor ía de las colisiones Para que una reacción química se lleve a cabo, es necesario: Que los átomos, moléculas o iones presentes en la reacción choquen. Que se acerquen con la orientación (geometría molecular) adecuada, para que se formen los productos. El choque entre los átomos, moléculas o iones debe tener una energía mínima adecuada. Orientación.- Se refiere a la posición relativa de las partículas, unas con Orientación respecto a otras. Cuándo los átomos, moléculas o iones que chocan son iguales, este aspecto no importa mucho, pero no así cuando las especies reaccionantes son diferentes. Ejemplos: Cuando dos átomos de hidrógeno reaccionan su orientación no es importante ya que son iguales. Consideremos ahora la siguiente reacción química: Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2ª Edición, México, Prentice Hall, 1996. Para que esta reacción ocurra es necesario que la orientación permita que uno de los átomos del oxígeno del NO2, choque con el carbono del CO. Cualquier otra orientación no tendrá efecto, y la reacción no se llevará a cabo. Energía de activación .-Otro factor importante en la colisión de las partículas es la energía de activación. activación Aún cuando la orientación sea la adecuada, si el choque es suave y no tiene la suficiente energía, la reacción no se lleva a cabo. La energía de activación es la energía cinética mínima que las partículas deben tener para que la colisión sea efectiva. La energía de activación se abrevia como EA y depende de cada reacción. Las reacciones que se llevan a cabo casi instantáneamente, tiene EA pequeña pero aquellas que se llevan a cabo lentamente tiene una alta EA.. Por ejemplo, la oxidación de la glucosa que es una reacción exotérmica, y tiene una EA relativamente pequeña en comparación con la fotosíntesis, su reacción inversa, que es un reacción endotérmica que utiliza la energía de la luz solar para llevarse a cabo. 6.2 Factores que afectan la cinética de una reacción Temperatura.Temperatura Un aumento en la temperatura favorece la velocidad de reacción reacción. Este aumento se explica en términos de la energía cinética. La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura temperatura, por lo tanto aumenta la frecuencia de colisiones colisiones, lo cual favorece que se lleven a cabo más colisiones efectivas. Además como la energía cinética de las partículas que chocan es mayor, es más fácil que alcancen la energía de activación necesaria para que con la orientación adecuada, la reacción se lleve a cabo. Concentración de los reactivos Entre mas átomos, moléculas o iones estén presentes en los reactivos, el número de colisiones aumentará y con esto, la probabilidad de que se lleven a cabo colisiones efectiva. Por ejemplo, en la reacción de azúcar con agua en un medio ácido, si se duplica la concentración de azúcar, la velocidad de la reacción también se duplica. Catalizadores Los catalizador catalizadores es son sustancias que modifican la velocidad de las reacciones, pero sin consumirse en ella. Hay reacciones que son muy lentas, o que serían prácticamente imposibles de realizar sin un catalizador. Un claro ejemplo de ésto son las reacciones bioquímicas que se llevan a cabo en nuestro organismo. Muchas de estas reacciones están catalizadas por las enzimas, que son catalizadores biológicos. Los catalizadores generalmente actúan reduciendo la energía de activación necesaria para que la reacción se lleve a cabo. 6.3 Consumo e impacto ambiental “Somos huéspedes en un planeta llamado Tierra”.” La química ambiental básicamente se relaciona con los aspectos químicos de aquellos problemas o situaciones creados por los seres humanos y que afectan el ambiente natural del planeta, por ejemplo: ozono urbano, smog, lluvia ácida, gases de invernadero, insecticidas, metales pesados, aguas contaminadas, basura, química verde, etc. Todos estos problemas son mencionados con mucha frecuencia en todos los medios, los problemas son serios, las consecuencias..... nefastas. Hay alteraciones que pasan desapercibidas, pero al incrementarse, con el tiempo sus efectos son perceptibles por ejemplo: pequeños cambios en el subsuelo, especies de bacterias que desaparecen, bajas concentraciones de contaminantes, plantas medicinales que ya no se encuentran y que no alcanzamos a conocer, etc. Es común ahora encontrar el término impacto ambiental y en su forma mas simple llamamos impacto ambiental a las consecuencias provocadas por cualquier acción que modifica un ecosistema, a todos los individuos que lo forman o a unos pocos. Esta modificación puede no ser negativa o positiva, intencionada o no intencionada, suave o agresiva, pero produce un cambio. La evaluación de estos factores es importante para prevenir o remediar los cambios. Un pequeño e imperceptible cambio ahora puede ser un desastre en el futuro. Los estudios de impacto ambiental tienen por objeto valorar cuantitativamente el grado en que se afecta o afectará al ambiente debido a las modificaciones a los ecosistemas. Por ejemplo, un contaminante que es arrojado a un lago puede provocar la muerte de todos los peces, lo cual se observa fácilmente, o puede ser que solo afecte a una porción de ellos en su genética, por lo que será probable que los nuevos que nazcan sean más débiles o que tengan alteraciones que les ocasionen debilidad o imposibilidad de reproducirse. Poco a poco observaremos que ese lago se muere, lo cual no ocurre bruscamente.... pero sucede. Es imperativo el estudio de las modificaciones en el ambiente por lo que es indispensable desarrollar estrategias científicas, reunir recursos y expertos para proponer soluciones y acciones tendientes a remediar las consecuencias y evitar desastres. Estos estudios llamados de impacto ambiental relacionan entre si cinco aspectos importantes: Fundamentos ecológicos (las reglas del juego, las reglas de la naturaleza). Conocimientos (recursos de áreas diversas de la ciencia). Investigación (estrategias para observar y analizar bajo metodología científica las causas de los problemas y sus consecuencias) Evaluación ( necesaria para proponer soluciones adecuadas) Acción (la solución puesta a prueba). Es cierto que las sustancias químicas son la parte central del problema, pero la Química interviene en las soluciones, por ejemplo: Problemas como la contaminación del agua, la lluvia ácida, el efecto invernadero, algunas especies en vías de extinción, etc. son provocados por el manejo irresponsable de los residuos. Pero por otro lado la Química es la parte fundamental de las respuestas y alternativas de solución a esos mismos problemas. El conocimiento y control del centro químico de los problemas ambientales actuales, llevará a nuestra sociedad científica a proponer soluciones que nos conducirán a una visión más positiva de nuestro futuro. Es importante que todos estos estudios conduzcan a un desarrollo sustentable de los recursos naturales, es decir que nos enseñen a desarrollar y conservar lo que tenemos para las futuras generaciones. Usamos irracionalmente nuestros recursos, las ciudades crecen, la población aumenta, los bosques disminuyen, ¡NOS QUEDANDO SIN RECURSOS PARA EL FUTURO, ESTAMOS se requieren soluciones y planes AHORA! 6.3.1 Desarrollo sustentable Tomado de: http://www.ecopibes.com/educadores/sustentable.htm El término Desarrollo Sustentable fue utilizado por primera vez en el documento Nuestro Futuro Común en 1987. La Comisión Brundtland, elaboradora del Informe, detectó que no se podía hablar de ambiente ni de desarrollo separadamente puesto que son un mismo desafío, “no pueden ser tratados separadamente por instituciones y políticas fragmentadas” y “se encuentran vinculados en un sistema complejo de causa y efecto”. El Desarrollo Sustentable no es un plan de acción detallado ni una receta que debe seguirse ciegamente. No hay una única solución porque cada lugar en cada momento deberá encontrar la propia dependiendo de sus recursos humanos, naturales y económicos. Es simplemente una estrategia de desarrollo distinta que irá buscando su factibilidad en la medida en que avanzamos hacia ella. El desarrollo sustentable implica el progreso simultáneo y balanceado en tres dimensiones completamente interdependientes entre las cuales se establecen vínculos tan estrechos que es prácticamente imposible que acciones adoptadas en una de ellas no afecten a las demás. SOCIEDAD + ECONOMÍA + AMBIENTE = DESARROLLO SUSTENTABLE Son múltiples los vínculos que pueden encontrarse. Para mencionar tan sólo algunos: el crecimiento económico depende de la sociedad que provee los recursos humanos y de capital necesarios para la producción; es la sociedad también la que determina los patrones de consumo que inciden sobre las decisiones que adoptan las empresas; asimismo dicho crecimiento modifica los intereses y características de la población; el ambiente recibirá los residuos sólidos, líquidos y gaseosos que la sociedad genere; la producción dependerá de la disponibilidad de recursos naturales; etc. Ya no es aceptable una medida que aumente el crecimiento económico si destruye el ambiente o genera mayor desigualdad social porque sabemos que es ese ambiente es el que deberá proveer de recursos en los años venideros y esa es la sociedad que brindará mano de obra y consumirá lo producido. Es posible lograr que estas tres dimensiones avancen progresiva y equilibradamente pero es necesario que comencemos hoy por tomar nosotros mismos decisiones sustentables. Si bien es mucho lo que desconocemos, también es mucho lo que sabemos de los sistemas naturales, sociales y económicos. Si deseamos verdaderamente el desarrollo sustentable debemos comenzar hoy por tomar decisiones sistémicas cuyas consecuencias sean consideradas plenamente El desafío más grande del desarrollo sustentable es convencer a los países subdesarrollados de no seguir el mismo camino que los “desarrollados” porque los recursos de la Tierra no alcanzan para semejantes niveles de consumo. Pero también debemos convencer a los "desarrollados” de que su estilo de desarrollo tampoco es sustentable y que ellos también deben replantearse su futuro. Por eso decimos que el desarrollo sustentable es una asignatura pendiente tanto para unos como para otros y sólo puede lograrse mediante el trabajo conjunto y la cooperación. El concepto de desarrollo sustentable implica la necesidad de cultivar la solidaridad intrageneracional (entre los miembros de una misma generación). Al hablar de un desarrollo para todos necesariamente debemos mirar a nuestro alrededor y pensar en la satisfacción de las necesidades de los demás. Por lo cual surge aquí la necesidad por el ejercicio de virtudes que no se encuentran verdaderamente valoradas en nuestra sociedad Uno de los desafíos más grandes es proteger los derechos de los que carecen de voz, como las generaciones futuras, y asegurar que sus intereses sean tenidos en cuenta en la toma de decisiones. 6.3.2 Riesgos de la ciencia y la tecnología La ciencia es un conjunto de conocimientos organizados a los que se ha llegado mediante el uso del método científico, mientras que la tecnología tecnología, es la aplicación de dichos conocimientos. “Ahora enfrentamos muchos problemas cuyas soluciones dependen de la ciencia. Prácticamente a diario leemos u oímos acerca de historias sobre • El desarrollo de una vacuna contra el Sida • Prohibir el uso de herbicidas y pesticidas • Análisis de ADN para determinar enfermedades genéticas, identificar a padres biológicos o a un criminal en el lugar del crimen • Eliminar el asbesto de los edificios públicos • Eliminar el plomo del agua potable • El peligro del radón en los hogares • El calentamiento global • El agujero en la capa de ozono • Riesgos para la salud asociados con el café, alcohol, margarina, grasas saturadas y otros elementos • Quema de los bosques de lluvias tropicales y su efecto en la ecología global • Riesgos de salud por el tabaco. ¿Cuáles de estos riesgos representan un verdadero peligro para nosotros y cuáles son menos amenazantes? Estos problemas persistirán durante muchos años, y otros nuevos se añadirán a la lista. En donde vivamos y en lo que nos ocupemos, todos y cada uno estamos expuestos diariamente a sustancias químicas y peligrosos químicos. Lo que debemos preguntar es: ¿son los riesgos superiores a los beneficios? La evaluación de los riesgos es un proceso que conjunta a profesionales de los campos de la química, biología, toxicología y estadística para evaluar el riesgo asociado con la exposición a cierta sustancia química. La evaluación del riesgo incluye la determinación de la probabilidad y severidad de la exposición. establece una estimación general del riesgo. Una vez hecho esto, se Se han llevado a cabo estudios para demostrar cómo se perciben varios riesgos. Esta percepción depende de factores muy interesantes. Riesgos voluntarios, como fumar o volar, se aceptan mucho más fácilmente que los involuntarios, por ejemplo, los herbicidas en las manzanas o el asbesto de los edificios. Las personas llegan a la conclusión de que todo lo “sintético” es malo, en tanto que cualquier cosa “orgánica” es buena. La evaluación de los riesgos puede proporcionar información sobre el grado de riesgo, pero no si el compuesto químico es “seguro”. La seguridad es un juicio cualitativo basado en muchos factores personales, como creencias, preferencias, beneficios y costos. Una vez evaluado un riesgo, lo siguiente es manejarlo. Esto incluye ética, economía y equidad, así como gobierno y políticas. Por ejemplo, algunas cosas que los científicos perciben como de bajo riesgo (como el asbesto en los edificios), el público en general los clasifica como de alto riesgo. Esta inconsistencia puede dar como resultado el gasto de millones de dólares para librarnos de una amenaza mucho menor de lo que considera el público. El manejo de los riesgos comprende juicios de valor que integran aspectos sociales, económicos y políticos. Estos riesgos deben confrontarse con los beneficios de nuevas tecnologías y nuevos productos que sustituirán el viejo problema. Usamos tanto evaluación como manejo de riesgo para decidir si compramos cierto producto (digamos un pesticida), tomamos cierto medicamento (un analgésico) o comemos ciertos alimentos (hot dogs). Debemos estar conscientes de que nunca podremos eliminar todos los riesgos. Nuestra meta es reducir al mínimo los riesgos innecesarios y tomar decisiones responsables considerando los riesgos necesarios. Las teorías y modelos usados para evaluar riesgos se basan en presunciones y por consiguiente contienen incertidumbres. Al mejorar tu comprensión de los conceptos de química, tendrás mayor capacidad para entender las posibilidades y limitaciones de la ciencia. Después podrás cuestionar inteligentemente el proceso de evaluación de riesgos y tomar decisiones para una mejor comprensión de nuestro mundo y nuestras responsabilidades con los demás”. (1) (1) Hein, M., Arena, Susan. Fundamentos de Química. 10ª. Edición, México, Thomson Editores, 2001. TAREA 23 Lea con atención los dos textos mostrados a continuación y elabore en una cuartilla, una lista de beneficios y otra de riesgos del uso de la energía nuclear y redacte una opinión a este respecto. Envíe su trabajo al correo electrónico de su profesor. Energía nuclear: retos y opciones Los tiempos actuales son emocionantes. La meta de los alquimistas de transformar un elemento en otro ha sido alcanzada mediante la aplicación de principios científicos. Hoy en día se sintetizan toneladas de plutonio (número atómico, Z = 94), se producen kilogramos de neptunio (Z = 93), americano (Z = 95), y curio (Z = 96), y se prepara miligramos de berkelio (Z = 97) y einstenio (Z = 99). Estos elementos nuevos se utilizan en medicina, en los detectores de humo domésticos, para impulsar vehículos espaciales y para construir bombas. Se han puesto en libertad fuerzas fantásticas de la naturaleza. Se han utilizado bombas con fines destructivos. Se genera energía eléctrica mediante reactores nucleares. La ciencia y los científicos han participado intensamente en todo ello. Con todo, es difícil creer que el mundo sería un lugar mejor si no se hubiera descubierto los secretos del núcleo atómico. Una razón es que se han salvado más vidas gracias a la energía nuclear que las que han destruido las bombas nucleares, y no se han utilizado bombas nucleares con fines bélicos desde 1945. Quizá es el terror de un holocausto nuclear, más que ninguna otra cosa, lo que ha impedido la Tercera Guerra Mundial. Las centrales nucleoeléctricas no han resultado ser la solución última de todos nuestros problemas de energía, como alguna vez se predijo. No obstante, la fisión nuclear sigue siendo, pese a numerosos problemas, una de las mejores fuentes sustitutivas de energía, y puede proveernos de energía hasta bien entrado el siglo XXI. Por encima de todo, la energía nuclear nos ofrece más opciones, pero éstas traen consigo responsabilidades aún mayores. ¿Podremos manejarlas? Bibliografía: Hein, M., Arena, Susan. Fundamentos de Química. 10ª. Edición, México, Thomson Editores, 2001. Energía nucleoeléctrica: no hay respuestas fáciles Las centrales nucleoeléctricas ofrecen una gran ventaja con respecto a las centrales termoeléctricas que queman hulla y petróleo: no contaminan el aire con hollín, cenizas volátiles, dióxido de azufre y otras sustancias químicas que contribuyen a la lluvia ácida. Sin embargo, las centrales nucleoeléctricas tienen también ciertas desventajas. 1. El reactor debe contar con un grueso blindaje para proteger al personal que lo maneja. 2. El combustible fisionable es escaso y costoso. Las reservas de MENA de uranio de alta calidad son limitadas. 3. Con el tiempo es necesario reponer las barras de combustible porque el combustible se agota y se acumulan en ellas productos de fisión que absorben neutrones. La intención original era que estas barras de combustible agotadas se enviasen a instalaciones reprocesadotas donde se podría separa el combustible residual de los desechos radiactivos, pero ha habido una oposición considerable por parte de la opinión pública hacia la construcción de este tipo de instalaciones. Por ahora las barras de combustible agotadas se guardan en los terrenos del reactor, pero esto no puede continuar por tiempo indefinido. 4. La eliminación de los productos de fisión radiactivos plantea un serio problema. Colocarlos en pozos profundos o minas o sepultarlos en el mar no hace sino demorar la resolución del problema. ¿Tenemos derecho a legar a nuestros descendientes un problema con el que tendrán que luchar durante 10 000 años? 5. El calor residual de las centrales nucleoeléctricas calienta el ambiente. Este efecto se conoce como contaminación térmica. El problema, sin embargo, no es privativo de las centrales nucleares; todas las centrales que consumen combustibles fósiles también general contaminación térmica. 6. Las centrales nucleoeléctricas emiten cierta radiactividad en el ambiente, no importa con cuanto cuidado hayan sido construidas. Quienes apoyan el uso de energía nuclear afirman que la cantidad es insignificante; otros alegan que toda exposición es peligrosa. (La combustión de la hulla también libera unas 700 toneladas de uranio y 1800 toneladas de torio en la atmósfera, según el EPA.) 7. Existe la posibilidad de que ocurra un accidente de gran magnitud, no de una explosión nuclear, en una central nucleoeléctrica. Un accidente de esta naturaleza podría emitir al menos cierta radiactividad en las zonas circundantes. La controversia en torno a casi todos estos puntos es considerable, y unos científicos están a favor y otros en contra. Aunque quizá estén de acuerdo con respecto a los resultados de las investigaciones en el laboratorio, es evidente que no coinciden en lo que es mejor para la sociedad. El temor del público ante la energía nuclear se intensificó a causa de la fusión del núcleo del reactor soviético de Chernobyl, Ucrania. Ese reactor no contaba con el edificio de contención de concreto armado que obligadamente deben tener todos los reactores de energía nuclear en Estados Unidos. Bibliografía: Hein, M., Arena, Susan. Fundamentos Fundamentos de Química. 10ª. Edición, México, Thomson Editores, 2001. RESPUESTAS A EJERCICIOS SELECCIONADOS Ejercicio # 10 Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Óxido de cobalto II CoO Co2+ O2- Óxido metálico Trióxido de azufre SO3 S6+ O2- Anhídrido Óxido de hierro III Fe2O3 Fe3+ O2- Dióxido de nitrógeno NO2 N4+ O2- Trióxido de renio ReO3 Re6+ O2- Óxido de cobre I Cu2O Cu1+ O2- Óxido metálico Dióxido de azufre SO2 S4+ O2- Anhídrido Pentóxido de dimanganeso Mn2O5 Mn5+ O2- (óxido no metálico) Óxido metálico (óxido no metálico) Anhídrido (óxido no metálico) Anhídrido (óxido no metálico) (óxido no metálico) Anhídrido (óxido no metálico) Ejercicio # 11 Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Hidruro de plata AgH Ag1+ H1– Hidruro metálico Trihidruro de fósforo PH3 P3+ H1- Hidruro neutro Ácido sulfhídrico H2S H1+ S2- Hidrácido Tetrahidruro de carbono CH4 C4+ H1– Hidruro neutro Hidruro de cobalto II CoH2 Co2+ H1– Hidruro metálico Ácido bromhídrico HBr H1+ Br1– Hidrácido Hidruro e magnesio MgH2 Mg2+ H1- Hidruro metálico Ácido selenhídrico H2Se H1+ Se2- Hidrácido
