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Química 13e: Libro de Texto de Chang & Overby | McGraw-Hill Education
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Machine Translated by Google Machine Translated by Google La designación del grupo 1-18 ha sido recomendada por la Unión Internacional de Química Pura yAplicada (IUPAC), pero aún no se usa ampliamente. En este texto usamos el notación estadounidense estándar para números de grupo (1A– 8A y1B– 8B). En 2011, la IUPAC revisó las masas atómicas de algunos elementos. Los cambios son menores yno se adoptan en la presente edición de este texto. franciofranco (223) no metales metaloides 87 55 Cs Cesio 132.9 85.47 Rubidio Rb 37 39.10 Potasio A 19 11Na Sodio 22.99 Li Litio 6.941 3 1.008 Hidrógeno 1H 1A 1 Rieles Radio (226) Fuera ActinioCA (227) 57 La 138.9 Lantano 89 56 Ba Bario 137.3 88 87.62 Estroncio señor 88.91 Itrio 38 Y 39 40.08 Calcio Ese 20 44.96 Escandio Carolina del Sur 21 3B 12 Mg 24.31 Magnesio Be 9.012 Berilio 4 2A 2 3 Rutherfordio RF (257) 232.0 torio el 90 Protactinio (231) Bien 238.0 Uranio 91 en 92 140.1 Cerio dubniopiezas (260) Esta 58 Praseodimio 140.9 Dakota del Norte 73 Ta 180.9 Tantalio 105 72 Hf 178,5 Hafnio 104 91.22 Circonio Zr 40 92.91 Niobio Nótese bien 41 47.88 Titanio Ustedes 50.94 Vanadio seaborgio SG (263) 106 PR 59 neodimio 144.2 bh 107 Bohrio (262) 60 42 Mo 95.94 Molibdeno 74 W 183,9 Tungsteno tecnecio 75 Re 186.2 Renio tc 43 (98) 52.00 5B 23 _ 4B 22 Cromo cr 24 Manganeso 54.94 Minnesota 25 6B 7B 4 5 6 22.99 Sodio Sobre Por ejemplo (237) Soy (243) Plutonio Pudo (242) tarde (147) 93 94 Americio negro 95 150.4 HassioHs (265) 61 I SM 62 157.3 Dis 108 76 Os 190.2 Osmio meitnerio Samario europio 152.0 Monte (266) 109 77 Ir Iridio 192.2 101.1 ru 44 Rutenio 102.9 Rodio Rh 45 55.85 Planchar 58.93 Cobalto Número atómico 8 Fe 26 Qué 27 8B 9 Darmstadtio DS 110 (269) 63 78 puntos 195.1 platino 106.4 Paladio PD 46 58.69 Níquel Ni 28 10 Roentgenio gadolinio 96 ( 272111 ) 64 79 de oro a 197.0 107.9 Plata Agricultura 47 63.55Cobre Con 29 1B 11 Copernicio Berkelio 97 Cf. 98 Es 99 (254) fermio 158.9 Terbiotambién cn (285) 112 Hg Mercurio 200.6 80 112.4 Cadmio CD 48 sesenta ycinco disprosio 162.5 nihonio dos 66 No ( 286 ) Flerovio 164.9 holmio Ho 67 113 204.4 Talio Piso 114 (289) TL 81 82 Plomo Pb 207.2 114.8 indio 118.7 Creer En 49 sn 50 65.39 Zinc 69.72 Galio zinc 30 Georgia 2B 12 13 Al 26.98 Aluminio 31 Boro 10.81 5 B 3A 13 Germanio 72.59 Dar 32 14 Si Silicio 28.09 6C Carbono 12.01 4A 14 moscovio 167.3 erbio Es 68 Mc (290) 83 Bi Bismuto 209.0 115 51 Sb 121.8 Antimonio 74.92 Arsénico Como 15 P 30,97 Fósforo 33 14.01 Nitrógeno 7 N 5A 15 Livermorio 168.9 Tulio Tm 117 ts (294) Yb 70 No 102 (254) 101 (256) Maryland 11 7 Masa atomica Prometeo Neptunio Curio Cm (247) (247) Californio (249) einstenio FM 100 (253) Mendelevio y (294) 118 Lu 71 Lr 103 (257) Nobelio 173.0 Nivel (293) 69 Tennessee Iterbio Lawrence 116 Polonio Po (210) Astato (210) Oganesson 175.0 lutecio Radón 84 En 85 Rn (222) 86 127.6 Telurio En 52 126.9 Yodo 131.3 Xenón yo 53 Carro 54 78.96 Selenio Se 34 79.90 Bromo hermano 83.80Criptón 16 Azufre 32.07 S 17Cl 35.45 Cloro 35 kr 36 18 Ar Argón 39.95 Oxígeno 16.00 8 O 19.00 Flúor 9 F 6A 7A dieciséis 17 He Helio 4.003 2 10 Neón No 20.18 8A 18 Machine Translated by Google Machine Translated by Google Los elementos con sus símbolos y masas atómicas* Atómico Atómico Elemento Símbolo Número Masa† Elemento Actinio Aluminio Americio Y Al 89 (227) 26.98 Mendelevio Soy 95 Sb 51 Con 18 Como 33 En 85 Antimonio Argón Arsénico astato Bario Berkelio Berilio Bismuto Bohrio Boro Bromo Cadmio Calcio Californio Carbón Cerio Cesio Cloro Cromo Cobalto Copernicio Cobre Curio Darmstadtio dubnio disprosio einstenio erbio europio fermio Flerovio Flúor francio gadolinio Galio Germanio Oro Hafnio Hassio Helio holmio Hidrógeno indio Yodo iridio Planchar Criptón Lantano Lawrence Guiar Litio Livermorio lutecio Magnesio Manganeso meitnerio Licenciado en Letras negro 13 56 97 Ser Con un bh B 4 83 hermano 6 CD 58 Ese 55 Cf. C 17 Esta 27 cs cl cr 11 2 29 Qué 96 cn 110 Con Cm Ds DB 105 66 dos 99 Es 68 Es I FM 63 Florida 100 11 F fr 4 Di-s 9 Georgia 87 Dar 64 En 3 H.f. 3 Hs 33 Él Ho H 7 En 7 I ir Fe kr La Lr Pb 5 En el Lv Lu magnesio Minnesota Monte 108 (243) 121.8 39.95 74.92 Mercurio Molibdeno moscovio neodimio Neón Maryland Hg Mes Mc Dakota del Norte Nació (210) 137.3 Neptunio P.ej Níquel Ni (247) 9.012 209.0 nihonio Niobio (262) 10.81 79.90 112.4 40.08 (249) 12.01 140.1 132.9 35.45 52.00 58.93 (285) 63.55 (247) (269) (260) 162.5 (254) 167.3 152.0 (253) (289) 19.00 (223) 157.3 69.72 72.59 197.0 178.5 (265) 4.003 164.9 1.008 114.8 126.9 192.2 55.85 83.80 138.9 (257) 207.2 6.941 Nitrógeno Nobelio Oganesson Osmio Oxígeno Paladio Fósforo Platino Plutonio Polonio Potasio Praseodimio Prometeo Protactinio Radio Radón renio Rodio Roentgenio Rubidio Rutenio Rutherfordio Samario Escandio seaborgio Selenio Silicio Plata Sodio Estroncio Azufre tantalio tecnecio Telurio Tennessee Terbio talio torio Tulio Creer Titanio Tungsteno Uranio Vanadio 67 Xenón (293) 1 175.0 Iterbio 49 24.31 Itrio 53 Zinc 54.94 Circonio 77 26 36 36 57 103 82 3 116 71 12 25 109 (266) 2 Símbolo PEQUEÑA Nótese bien Atómico Atómico Número Masa† 101 80 42 115 60 10 93 28 113 41 (256) 200.6 95.94 7 102 (253) (294) 190.2 16.00 106.4 30.97 195.1 norte No Y Ustedes EL PD PAGS por Correos A PR Pm Fuera Rn Re Rh radiofrecuencia Carolina del Sur sg Se Y Agricultura 118 76 8 46 15 78 94 88 86 75 Sobre señor 45 S Ejército de reserva tc En ts también TL el Tm sn Ustedes EN tu V Carro Yb Y zinc Zr (284) 92.91 14.01 (147) (231) (226) (222) 186.2 102.9 Bien SM (237) 58.69 (242) (210) 39.10 140.9 Pudo Rg Rb ru (288) 144.2 20.18 (272) 85.47 101.1 (257) 150.4 44.96 (263) 78.96 28.09 107.9 22.99 87.62 32.07 180.9 (99) 127.6 111 37 44 (294) 158.9 204.4 232.0 168.9 118.7 47.88 183.9 238.0 50.94 131.3 173.0 88.91 65.39 104 6 3 36 10 7391.22 43 52 117 65 81 90 69 50 50 22 74 92 *Todas las masas atómicas tienen cuatro cifras significativas. Estos valores son recomendados por el Comité de Enseñanza de Química, Unión Internacional de Laboratorios Puros y Quimica APLICADA. † Los valores aproximados de las masas atómicas de los elementos radiactivos se dan entre paréntesis. Machine Translated by Google QUÍMICA Raimundo Chang colegio williams jason overby universidad de charleston Machine Translated by Google QUÍMICA, DECIMOTERCERA EDICIÓN Publicado por McGraw-Hill Education, 2 Penn Plaza, Nueva York, NY 10121. Copyright © 2019 por McGraw-Hill Education. Reservados todos los derechos. Impreso en los Estados Unidos de América. Ediciones anteriores © 2016, 2013 y 2010. Ninguna parte de esta publicación puede reproducirse o distribuirse de ninguna forma o por ningún medio, ni almacenarse en una base de datos o sistema de recuperación, sin el consentimiento previo por escrito de McGraw-Hill Education, incluido, pero no limitado a, en cualquier red u otro almacenamiento electrónico o transmisión, o difusión para el aprendizaje a distancia. Es posible que algunos accesorios, incluidos los componentes electrónicos e impresos, no estén disponibles para los clientes fuera de los Estados Unidos. Este libro está impreso en papel sin ácido. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 LWI 21 20 19 18 17 18 ISBN 978-1-259-91115-6 MHID 1-259-91115-2 Gerente Ejecutivo de Cartera: David Spurgeon, Ph.D. Desarrollador principal de productos: Robin Reed Gerente Senior de Marketing: Mateo García Gerente sénior de proyectos de contenido: Sherry Kane Gerente principal del proyecto de evaluación: Tammy Juran Comprador sénior: Sandy Ludovissy Diseñador principal: David Hash Especialista sénior en licencias de contenido: Lori Hancock Imagen de portada: ©theasis/ E+/ Getty Images RF Compositor: Aptara®, Inc. Todos los créditos que aparecen en la página o al final del libro se consideran una extensión de la página de derechos de autor. Datos de catalogación en publicación de la Biblioteca del Congreso Nombres: Chang, Raymond, autor. | Overby, Jason, 1970- autor. Título: Química. Descripción: 13e [13.ª edición] / Raymond Chang, Williams College, Jason Overby, Universidad de Charleston. | Nueva York, NY: McGraw-Hill Education, [2019] | Incluye índice. Identificadores: LCCN 2017038162| ISBN 9781259911156 (papel alcalino) | ISBN 1259911152 (papel alcalino) Asignaturas: LCSH: Química—Libros de texto. Clasificación: LCC QD31.3 .C38 2019 | DDC 540: registro LC dc23 disponible en https://lccn.loc.gov/2017038162 Las direcciones de Internet que figuran en el texto eran precisas en el momento de la publicación. La inclusión de un sitio web no indica un respaldo por parte de los autores o de McGraw-Hill Education, y McGraw-Hill Education no garantiza la exactitud de la información presentada en estos sitios. mheducation.com/highered Machine Translated by Google Sobre los autores Raymond Chang nació en Hong Kong y creció en Shanghái. y Hong Kong. Recibió su B.Sc. Licenciado en química por la Universidad de Londres y su Ph.D. en química de la Universidad de Yale. Después de realizar una investigación posdoctoral en la Universidad de Washington y enseñar durante un año en el Hunter College de la City University of New York, se incorporó al departamento de química del Williams College. El profesor Chang sirvió en el Comité de Examen de la Sociedad Química Estadounidense, el Examen de la Olimpiada Nacional de Química y el Comité de Examen de Registro de Graduados (GRE). Escribió libros sobre química física, margaret chang química industrial y ciencias físicas. También es coautor de libros sobre el idioma chino, libros ilustrados para niños y una novela para lectores jóvenes. Jason Overby nació en Bowling Green, Kentucky, y creció en Clarksville, Tennessee. Recibió su licenciatura en química y ciencias políticas de la Universidad de Tennessee en Martin. Después de obtener su Ph.D. en química inorgánica de la Universidad de Vanderbilt, Jason realizó una investigación postdoctoral en Dartmouth College. Desde que se unió al Departamento de Química y Bioquímica de la Universidad de Charleston, Carolina del Sur, Jason ha impartido una variedad de cursos que van desde química general hasta química inorgánica avanzada. También está interesado en la integración de la tecnología en el aula, con un enfoque particular en el aprendizaje adaptativo. Además, realiza investigaciones con estudiantes universitarios en química sintética inorgánica y orgánica, así como en química organometálica computacional. En su tiempo libre, disfruta navegar, jugar bolos y cocinar. También está involucrado con USA Swimming como titular certificado a nivel nacional y oficial de carrera y giro. Vive en Carolina del Sur con su esposa Robin y sus dos hijas, ©McGraw-Hill Educación Emma y Sarah. iii Machine Translated by Google Contenido en Breve 1 Química: el estudio del cambio 1 2 Átomos, moléculas e iones 40 3 Relaciones de masa en reacciones químicas 78 4 Reacciones en soluciones acuosas 121 5 gases 174 6 Termoquímica 230 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 274 8 Relaciones periódicas entre los elementos 326 9 Enlace químico I: Conceptos básicos 366 10 Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos 410 11 Fuerzas intermoleculares y líquidos y sólidos 461 12 Propiedades físicas de las soluciones 513 13 Cinética química 556 14 Equilibrio químico 616 15 Ácidos y bases 660 16 Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad 714 17 Entropía, energía libre y equilibrio 770 18 Electroquímica 806 19 Química nuclear 856 20 Química en la atmósfera 896 21 Metalurgia y química de los metales 926 22 Elementos no metálicos y sus compuestos 952 23 Química de metales de transición y compuestos de coordinación 990 24 Química Orgánica 1020 25 Polímeros Orgánicos Sintéticos y Naturales 1054 Apéndice 1 Unidades para la constante de gas A-1 Apéndice 2 Datos termodinámicos a 1 atm y 25 °C A-2 Apéndice 3 Operaciones Matemáticas A-7 IV Machine Translated by Google Contenido Lista de aplicaciones xix Lista de videos xx Prefacio XXI Recursos para instructores y estudiantes xxvi Una nota para el estudiante xxx Química: el estudio del cambio 1 1.1 Química: una ciencia para el siglo XXI 2 1.2 El estudio de la química 3 1.3 El método científico 4 QUÍMICA en Acción La búsqueda del bosón de Higgs 6 1.4 Clasificaciones de la materia 7 1.5 Los tres estados de la materia 9 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia 10 1.7 Medición 12 ©Fuente científica QUÍMICA en Acción La importancia de las unidades 17 1.8 Manejo de números 18 1.9 Análisis dimensional en la resolución de problemas 23 1.10 Resolución de problemas del mundo real: información, suposiciones, y simplificaciones 27 Objetivos de aprendizaje 29 Ecuaciones clave 29 Resumen de conceptos y hechos 29 Preguntas y problemas 30 MISTERIO QUÍMICO La desaparición de los dinosaurios 38 v Machine Translated by Google Contenido nosotros Átomos, moléculas e iones 40 2.1 La teoría atómica 41 2.2 La estructura del átomo 43 2.3 Número atómico, número de masa e isótopos 48 2.4 La tabla periódica 50 QUÍMICA en Acción Distribución de los Elementos en la Tierra y en los Sistemas Vivos 51 2.5 Moléculas e iones 52 2.6 Fórmulas químicas 54 2.7 ©zoom-zoom/iStock/Getty Images Nomenclatura de los compuestos 58 2.8 Introducción a los compuestos orgánicos 67 Objetivos de aprendizaje 69 Ecuaciones clave 69 Resumen de conceptos y hechos 69 Preguntas y problemas 70 Relaciones de masa en química Reacciones 78 3.1 Masa atómica 79 3.2 Número de Avogadro y la masa molar de un elemento 81 3.3 Masa molecular 84 3.4 El espectrómetro de masas 87 3.5 Composición porcentual de los compuestos 88 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas 91 NASA 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas 93 3.8 Cantidades de reactivos y productos 98 3.9 Reactivos limitantes 102 3.10 Rendimiento de la reacción 106 QUÍMICA en Acción Fertilizantes Químicos 108 Objetivos de aprendizaje 109 Ecuaciones clave 109 Resumen de conceptos y hechos 109 Preguntas y problemas 110 Machine Translated by Google Contenido Reacciones en soluciones acuosas 121 4.1 Propiedades generales de las soluciones acuosas 122 4.2 Reacciones de precipitación 125 QUÍMICA en Acción Una reacción de precipitación indeseable 129 4.3 Reacciones ácido-base 130 4.4 Reacciones de oxidación-reducción 136 QUÍMICA en Acción Alcoholímetro 146 4.5 Concentración de soluciones 147 ©SPL/Fuente científica 4.6 Análisis gravimétrico 151 4.7 Valoraciones ácido-base 153 4.8 Valoraciones redox 156 QUÍMICA en Acción Metal del Mar 158 Objetivos de aprendizaje 159 Ecuaciones clave 160 Resumen de conceptos y hechos 160 Preguntas y problemas 161 MISTERIO QUÍMICO ¿Quién mató a Napoleón? 172 gases 174 5.1 Sustancias que existen como gases 175 5.2 Presión de un gas 177 5.3 Leyes de los gases 180 5.4 Ecuación de los gases ideales 186 5.5 Estequiometría de los gases 195 5.6 Ley de presiones parciales de Dalton 197 QUÍMICA en Acción El buceo y las leyes de los gases 202 5.7 La teoría cinética molecular de los gases 203 Fuente: NASA QUÍMICA en Acción Átomos súper fríos 209 5.8 Desviación del comportamiento ideal 211 Objetivos de aprendizaje 214 Ecuaciones clave 214 Resumen de conceptos y hechos 215 Preguntas y problemas 216 MISTERIO QUÍMICO Sin oxígeno 228 vienes Machine Translated by Google viii Contenido Termoquímica 230 6.1 La naturaleza de la energía y los tipos de energía 231 6.2 Cambios de energía en las reacciones químicas 232 6.3 Introducción a la termodinámica 234 QUÍMICA en Acción Hacer nieve e inflar un neumático de bicicleta 240 6.4 Entalpía de reacciones químicas 240 6.5 Calorimetría 246 QUÍMICA en Acción Células de grasa blanca, células de grasa marrón y una cura potencial para Obesidad 250 ©Ian Cumming/Getty Images 6.6 Entalpía estándar de formación y reacción 252 QUÍMICA en Acción Cómo se defiende un escarabajo bombardero 256 6.7 Calor de solución y dilución 258 Objetivos de aprendizaje 261 Ecuaciones clave 261 Resumen de conceptos y hechos 261 Preguntas y problemas 262 MISTERIO QUÍMICO El neumático que explota 272 Teoría Cuántica y Electrónica Estructura de los átomos 274 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica 275 7.2 El efecto fotoeléctrico 279 7.3 La teoría del átomo de hidrógeno de Bohr 282 7.4 La naturaleza dual del electrón 287 QUÍMICA en Acción Láser: la luz espléndida 288 ©Laboratorio Nacional Lawrence Berkeley/ SPL/Fuente científica QUÍMICA en Acción Microscopía Electrónica 291 7.5 Mecánica cuántica 292 7.6 Números cuánticos 294 7.7 Orbitales atómicos 297 7.8 Configuración electrónica 301 7.9 El principio de construcción 307 QUÍMICA en Acción Puntos cuánticos 310 Objetivos de aprendizaje 312 Ecuaciones clave 313 Resumen de conceptos y hechos 313 Preguntas y problemas 314 MISTERIO QUÍMICO Descubrimiento de helio y ascenso y caída de Coronium 324 Machine Translated by Google Contenido Relaciones periódicas Entre los Elementos 326 8.1 Desarrollo de la tabla periódica 327 8.2 Clasificación periódica de los elementos 329 8.3 Variación periódica de las propiedades físicas 333 8.4 Energía de ionización 339 QUÍMICA en Acción ¿El tercer elemento líquido? 340 8.5 Afinidad electrónica 344 ©SPL/Fuente científica 8.6 Variación en las propiedades químicas de los elementos representativos 346 QUÍMICA en Acción Descubrimiento de los gases nobles 355 Objetivos de aprendizaje 357 Ecuaciones clave 357 Resumen de conceptos y hechos 357 Preguntas y problemas 358 Enlace químico I: Conceptos básicos 366 9.1 Símbolos de puntos de Lewis 367 9.2 El enlace iónico 368 9.3 Energía reticular de compuestos iónicos 370 QUÍMICA en Acción Cloruro de sodio: una sustancia común e importante Compuesto iónico 374 9.4 El enlace covalente 375 ©JS Overby 9.5 Electronegatividad 378 9.6 Escritura de estructuras de Lewis 381 9.7 Carga formal y estructura de Lewis 384 9.8 El concepto de resonancia 387 9.9 Excepciones a la regla del octeto 389 QUÍMICA en Acción Solo di NO 394 9.10 Entalpía de enlace 395 Objetivos de aprendizaje 400 Ecuación clave 400 Resumen de conceptos y hechos 400 Preguntas y problemas 401 ix Machine Translated by Google X Contenido Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos 410 10.1 Geometría molecular 411 10.2 Momentos dipolares 421 QUÍMICA en Acción Hornos de microondas: momentos dipolares en funcionamiento 422 10.3 Teoría del enlace de valencia 426 10.4 Hibridación de orbitales atómicos 428 10.5 Hibridación en moléculas que contienen doble y triples enlaces 437 ©Dr. Tim Evans/Fuente científica 10.6 Teoría de orbitales moleculares 440 10.7 Configuraciones de orbitales moleculares 443 10.8 Orbitales moleculares deslocalizados 448 QUÍMICA en Acción Buckyball, ¿alguien? 450 Objetivos de aprendizaje 452 Ecuaciones clave 452 Resumen de conceptos y hechos 452 Preguntas y problemas 453 Fuerzas intermoleculares y líquidos y sólidos 461 11.1 La teoría cinética molecular de los líquidos y Sólidos 462 11.2 Fuerzas intermoleculares 463 11.3 Propiedades de los líquidos 469 QUÍMICA en Acción Un tono muy lento 471 QUÍMICA en Acción ¿Por qué los lagos se congelan de arriba hacia abajo? 473 © Anna Kireieva / Shutterstock 11.4 Estructura cristalina 474 11.5 Difracción de rayos X por cristales 480 11.6 Tipos de cristales 482 QUÍMICA en Acción Superconductores de alta temperatura 484 QUÍMICA en Acción Y todo por falta de un botón 488 Machine Translated by Google Contenido 11.7 Sólidos amorfos 488 11.8 Cambios de fase 489 11.9 Diagramas de fase 498 QUÍMICA en Acción Hervir un huevo en la cima de una montaña, ollas a presión y patinaje sobre hielo 499 QUÍMICA en Acción Cristales Líquidos 500 Objetivos de aprendizaje 503 Ecuaciones clave 503 Resumen de conceptos y hechos 504 Preguntas y problemas 505 Propiedades físicas de las soluciones 513 12.1 Tipos de soluciones 514 12.2 Una vista molecular del proceso de solución 515 12.3 Unidades de concentración 517 12.4 Efecto de la temperatura sobre la solubilidad 522 12.5 Efecto de la presión sobre la solubilidad de los gases 524 QUÍMICA en Acción El lago asesino 526 12.6 Propiedades coligativas de los no electrolitos Soluciones 527 ©MADDRAT/Shutterstock 12.7 Propiedades coligativas de soluciones electrolíticas 538 QUÍMICA en Acción Diálisis 539 12.8 Coloides 541 Objetivos de aprendizaje 543 Ecuaciones clave 543 Resumen de conceptos y hechos 544 Preguntas y problemas 544 MISTERIO QUÍMICO El cuchillo equivocado 554 xi Machine Translated by Google xi Contenido Cinética química 556 13.1 La velocidad de una reacción 557 13.2 La ley de la velocidad 565 13.3 La relación entre la concentración del reactivo y el tiempo 569 QUÍMICA en Acción Datación por radiocarbono 580 13.4 Energía de activación y dependencia de la temperatura de constantes de tasa 582 13.5 Mecanismos de reacción 588 13.6 Catálisis 593 © Per-Andre Hoffmann / LOOK-photo / imágenes falsas QUÍMICA en Acción Farmacocinética 600 Objetivos de aprendizaje 602 Ecuaciones clave 602 Resumen de conceptos y hechos 603 Preguntas y problemas 603 Equilibrio químico 616 14.1 El concepto de equilibrio y la constante de equilibrio 617 14.2 Escritura de expresiones constantes de equilibrio 620 14.3 La relación entre la cinética química y el equilibrio químico 631 14.4 ¿Qué nos dice la constante de equilibrio? 632 14.5 Factores que afectan el equilibrio químico 638 QUÍMICA en Acción Vida en altitudes elevadas y producción de hemoglobina 644 QUÍMICA en Acción El Proceso Haber 646 ©yodiyim/Shutterstock Objetivos de aprendizaje 647 Ecuaciones clave 648 Resumen de conceptos y hechos 648 Preguntas y problemas 649 Machine Translated by Google Contenido Ácidos y Bases 660 15.1 Ácidos y bases de Brønsted 661 15.2 Propiedades ácido-base del agua 663 15.3 pH: una medida de la acidez 664 QUÍMICA en Acción Antiácidos y el equilibrio del pH en el estómago 668 15.4 Fuerza de ácidos y bases 670 15.5 Ácidos débiles y constantes de ionización de ácidos 674 15.6 Bases débiles y constantes de ionización de bases 681 15.7 Relación entre las constantes de ionización de ácidos y sus bases conjugadas 683 © stevemendenhall/imágenes falsas 15.8 Ácidos dipróticos y polipróticos 684 15.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos 688 15.10 Propiedades ácido-base de las sales 692 15.11 Propiedades ácido-base de los óxidos e hidróxidos 697 15.12 Ácidos y bases de Lewis 699 Objetivos de aprendizaje 701 Ecuaciones clave 702 Resumen de conceptos y hechos 702 Preguntas y problemas 703 MISTERIO QUÍMICO Papeles en descomposición 712 Equilibrios ácido-base y solubilidad Equilibrios 714 16.1 Homogéneo versus Heterogéneo Solución Equilibrios 715 16.2 El efecto del ion común 715 16.3 Soluciones amortiguadoras 719 16.4 Valoraciones ácido-base 724 QUÍMICA en Acción Mantenimiento del pH de la sangre 726 16.5 Indicadores ácido-base 733 16.6 © Robert Hoetink / Alamy Foto de stock Equilibrios de solubilidad 736 16.7 Separación de iones por precipitación fraccionada 743 16.8 El efecto del ion común y la solubilidad 745 16.9 pH y solubilidad 746 16.10 Equilibrios y solubilidad de los iones complejos 749 QUÍMICA en Acción Cómo se forma una cáscara de huevo 753 XIII Machine Translated by Google xiv Contenido 16.11 Aplicación del principio del producto de solubilidad al análisis cualitativo 754 Objetivos de aprendizaje 757 Ecuaciones clave 757 Resumen de conceptos y hechos 758 Preguntas y problemas 758 MISTERIO QUÍMICO Un bocadillo duro 768 Entropía, energía libre y Equilibrio 770 17.1 Las tres leyes de la termodinámica 771 17.2 Procesos espontáneos 771 17.3 Entropía 773 17.4 La segunda ley de la termodinámica 777 17.5 Energía libre de Gibbs 782 QUÍMICA en Acción La eficiencia de los motores térmicos 784 QUÍMICA en Acción La termodinámica de una goma elástica 789 © Fotografía Feng Wei/imágenes falsas 17.6 Energía libre y equilibrio químico 791 17.7 Termodinámica en sistemas vivos 795 Objetivos de aprendizaje 796 Ecuaciones clave 797 Resumen de conceptos y hechos 797 Preguntas y problemas 798 Electroquímica 806 18.1 Reacciones redox 807 18.2 Celdas galvánicas 810 18.3 Potenciales de reducción estándar 812 18.4 Termodinámica de las reacciones redox 818 18.5 Efecto de la concentración de la fem celular 821 18.6 Baterías y celdas de combustible 826 QUÍMICA en Acción Bacterias Poder 831 ©GeneChutka/Getty Images 18.7 Corrosión 832 QUÍMICA en Acción Malestar de empaste dental 835 18.8 Electrólisis 836 Objetivos de aprendizaje 842 Ecuaciones clave 842 Resumen de conceptos y hechos 842 Preguntas y problemas 843 MISTERIO QUÍMICO Agua contaminada 854 Machine Translated by Google Contenido Química Nuclear 856 19.1 La naturaleza de las reacciones nucleares 857 19.2 Estabilidad nuclear 859 19.3 Radiactividad natural 865 19.4 Transmutación nuclear 868 19.5 Fisión nuclear 871 QUÍMICA en Acción Reactor de fisión propio de la naturaleza 876 19.6 Fusión nuclear 877 19.7 Usos de isótopos 879 19.8 Efectos biológicos de la radiación 882 ©Johannes Simón/Getty Images QUÍMICA en Acción Irradiación de alimentos 884 QUÍMICA en Acción Terapia de captura de neutrones de boro 885 Objetivos de aprendizaje 885 Ecuaciones clave 886 Resumen de conceptos y hechos 886 Preguntas y problemas 887 MISTERIO QUÍMICO La falsificación del arte del siglo XX 894 Química en la atmósfera 896 20.1 La atmósfera terrestre 897 20.2 Fenómenos en las capas externas de la atmósfera 901 20.3 Agotamiento del ozono en la estratosfera 903 20.4 Volcanes 907 20.5 El efecto invernadero 908 20.6 Lluvia ácida 912 20.7 Niebla fotoquímica 915 20.8 Contaminación interior 917 Objetivos de aprendizaje 920 Resumen de conceptos y hechos 920 ©Ver archivo RF/AGE Fotostock Preguntas y problemas 921 XV Machine Translated by Google xvi Contenido Metalurgia y Química de los Metales 926 21.1 Ocurrencia de metales 927 21.2 Procesos metalúrgicos 928 21.3 Teoría de bandas de la conductividad eléctrica 935 21.4 Tendencias periódicas en las propiedades metálicas 937 21.5 Los metales alcalinos 938 21.6 Los metales alcalinotérreos 942 21.7 Aluminio 944 QUÍMICA en Acción ©James L. Dye Reciclaje de Aluminio 946 Objetivos de aprendizaje 948 Resumen de conceptos y hechos 948 Preguntas y problemas 948 Elementos no metálicos y Sus compuestos 952 22.1 Propiedades generales de los no metales 953 22.2 Hidrógeno 954 QUÍMICA en Acción Hidrógeno Metálico 959 22.3 Carbono 959 QUÍMICA en Acción Gas sintético de carbón 962 22.4 Nitrógeno y fósforo 963 © NASA/Fuente científica QUÍMICA en Acción Nitrato de amonio: el fertilizante explosivo 967 22.5 Oxígeno y azufre 971 22.6 Los halógenos 978 Objetivos de aprendizaje 985 Resumen de conceptos y hechos 985 Preguntas y problemas 986 Machine Translated by Google Contenido Química de los metales de transición y Compuestos de coordinación 990 23.1 Propiedades de los metales de transición 991 23.2 Química del hierro y el cobre 994 23.3 Compuestos de coordinación 996 23.4 Estructura de los compuestos de coordinación 1001 23.5 Enlace en compuestos de coordinación: teoría del campo cristalino 1004 QUÍMICA en Acción Compuestos de coordinación en sistemas vivos 1010 ©JD Barrie y CH Barrie, Jr. 23.6 Reacciones de los compuestos de coordinación 1011 23.7 Aplicaciones de los compuestos de coordinación 1012 QUÍMICA en Acción Cisplatino: el fármaco contra el cáncer 1014 Objetivos de aprendizaje 1014 Ecuaciones clave 1015 Resumen de conceptos y hechos 1015 Preguntas y problemas 1016 Química Orgánica 1020 24.1 Clases de compuestos orgánicos 1021 24.2 Hidrocarburos alifáticos 1021 QUÍMICA en Acción Hielo que quema 1023 24.3 Hidrocarburos Aromáticos 1034 24.4 Química de los Grupos Funcionales 1037 QUÍMICA en Acción La Industria del Petróleo 1042 Objetivos de aprendizaje 1046 Resumen de conceptos y hechos 1046 ©Jeff Gilbert/Alamy Foto de stock Preguntas y problemas 1046 MISTERIO QUÍMICO Las huellas dactilares que desaparecen 1052 17 Machine Translated by Google xviii Contenido Sintéticos y Naturales Orgánicos Polímeros 1054 25.1 Propiedades de los polímeros 1055 25.2 Polímeros orgánicos sintéticos 1056 25.3 Proteínas 1061 QUÍMICA en Acción Anemia de células falciformes: una enfermedad molecular 1068 25.4 Ácidos nucleicos 1069 QUÍMICA en Acción Huellas dactilares de ADN 1072 ©Instituto de Nanotecnología de Michigan para Medicina y Ciencias Biológicas Objetivos de aprendizaje 1073 Resumen de conceptos y hechos 1073 Preguntas y problemas 1074 MISTERIO QUÍMICO Una historia que rizará tu cabello 1078 Apéndice 1 Unidades para la constante de gas A-1 Apéndice 2 Datos termodinámicos a 1 atm y 25 °C A-2 Apéndice 3 Operaciones Matemáticas A-7 Glosario G-1 Respuestas a problemas con números pares AP-1 Índice I-1 Machine Translated by Google Lista de aplicaciones La oración inicial de este texto es: "La química es una ciencia Diálisis 539 activa y en evolución que tiene una importancia vital para nuestro Datación por radiocarbono 580 Farmacocinética 600 mundo, tanto en el ámbito de la naturaleza como en el ámbito de la sociedad". A lo largo del texto, los recuadros Química en acción y Misterios químicos brindan ejemplos específicos de la química activa y en evolución en todas las facetas de nuestras vidas. Vida en altitudes elevadas y producción de hemoglobina 644 El Proceso Haber 646 Antiácidos y el equilibrio del pH en el estómago 668 Mantenimiento del pH de la sangre 726 Cómo se forma una cáscara de huevo 753 Química en acción La búsqueda del bosón de Higgs 6 La importancia de las unidades 17 La eficiencia de los motores térmicos 784 La termodinámica de una goma elástica 789 Bacterias Poder 831 Malestar de empaste dental 835 Reactor de fisión propio de la naturaleza 876 Distribución de los Elementos en la Tierra y en los Sistemas Vivos 51 Fertilizantes Químicos 108 Irradiación de alimentos 884 Una reacción de precipitación indeseable 129 Terapia de captura de neutrones de boro 885 Alcoholímetro 146 Metal del Mar 158 Reciclaje de Aluminio 946 Hidrógeno Metálico 959 El buceo y las leyes de los gases 202 Gas sintético de carbón 962 Átomos súper fríos 209 Nitrato de amonio: el fertilizante explosivo 967 Hacer nieve e inflar un neumático de bicicleta 240 Compuestos de coordinación en sistemas vivos 1010 Células de grasa blanca, células de grasa marrón y una cura potencial para la Obesidad 250 Cómo se defiende un escarabajo bombardero 256 Láser: la Cisplatino: el fármaco contra el cáncer 1014 Hielo que quema 1023 luz espléndida 288 Microscopía electrónica 291 Puntos La Industria del Petróleo 1042 Anemia de células falciformes: una enfermedad molecular 1068 cuánticos 310 ¿El tercer elemento líquido? 340 Huellas dactilares de ADN 1072 Descubrimiento de los gases nobles 355 Cloruro de sodio: un compuesto iónico común e importante 374 Simplemente diga NO 394 Hornos de microondas: Momentos dipolares Misterio químico en acción 422 Buckyball, ¿alguien quiere? 450 Un tono muy lento 471 La desaparición de los dinosaurios 38 ¿Quién mató ¿Por qué los lagos se congelan de arriba hacia abajo? 473 a Napoleón? 172 Sin oxígeno 228 El neumático que Superconductores de alta temperatura 484 Y todo por falta de un botón explota 272 El descubrimiento del helio y el auge y 488 Hervir un huevo en la cima de una montaña, ollas a presión y patinaje la caída del coronio 324 El cuchillo equivocado 554 sobre hielo 499 Cristales líquidos 500 El lago asesino 526 Papeles en descomposición 712 Un refrigerio duro 768 Agua contaminada 854 La falsificación de arte del siglo XX 894 Las huellas dactilares que desaparecen 1052 Una historia Eso rizará tu cabello 1078 xix Machine Translated by Google Lista de videos Los videos a continuación están relacionados con la química. Celdas Galvánicas (18.2) Dentro del capítulo hay íconos que le permiten al estudiante y al Las leyes de los gases (5.3) instructor saber que hay un video disponible para un tema específico. Flujo de calor (6.2) Los videos se pueden encontrar en el libro electrónico Connect. Hibridación (10.4) Hidratación (4.1) Absorción de Color (23.5) Influencia de la forma en la polaridad (10.2) Ionización ácida (15.5) Enlace iónico y covalente (9.4) Valoraciones ácido-base (16.4) Enlace iónico vs. covalente (9.4) Energía de Activación (13.4) Principio de Le Chátelier (14.5) Rayos alfa, beta y gamma (2.2) Dispersión de Reactivo limitante (3.9) partículas ÿ (2.2) Espectros de línea (7.3) Producción de Aluminio (21.7) Gota de aceite de Millikan (2.2) Radio atómico y iónico (8.3) Forma molecular e hibridación orbital (10.4) Espectros de líneas atómicas (7.3) Reacciones de neutralización (4.3) Ionización básica (15.6) Fisión Nuclear (19.5) Soluciones amortiguadoras (16.3) Operación de una Celda Voltaica (18.2) Catálisis (13.6) Orientación de Colisión (13.4) Tubo de rayos catódicos (2.2) Ósmosis (12.6) Equilibrio químico (14.1) Reacciones de oxidación-reducción (4.4) Quiralidad (23.4, 24.2) Esferas de embalaje (11.4) Recolección de gas sobre agua (5.6) Diagramas de fase y estados de la materia (11.9) Célula voltaica Cu/Zn (18.2) Polaridad de las Moléculas (10.2) Celdas unitarias cúbicas y sus orígenes (11.4) Propiedades de los amortiguadores (16.3) Generación de corriente a partir de una celda voltaica (18.2) Desintegración radiactiva (19.3) Difusión de Gases (5.7) Reacción de Cu con AgNO3 (4.4) Disociación de ácidos fuertes y débiles (15.4) Reacción de Magnesio y Oxígeno (4.4, 9.2) Disolución de un compuesto iónico y covalente (12.2) Resonancia (9.8) Configuraciones electrónicas (7.8) Experimento de Rutherford (2.2) Espectros de emisión (7.3) Bonos Sigma y Pi (10.5) Presión de vapor de equilibrio (11.8) Electrolitos fuertes, electrolitos débiles y no electrolitos Formación de un enlace covalente (9.4) (4.1) Formación de Ag2S por Oxidación-Reducción (4.4) Teoría VSEPR (10.1) Formación de un compuesto iónico (2.7) VSEPR (10.1) XX pronto. Machine Translated by Google 4. Si un punto num co 40.062 ma Prefacio numero ceros tha dos signi significa 5. Para num después de tener una información contenido. Los estudiantes ahora tienen La decimotercera edición sigue la larga tradición de mantener una base firme en los conceptos de los principios químicos e inculcar una apreciación del acceso a más de 1,000 recursos de importante papel que desempeña la química en nuestra vida diaria. Creemos aprendizaje digital a través de la versión que es nuestra responsabilidad ayudar tanto a los instructores como a los SmartBook® de este libro. En estos lucha con las cifras significativas. significa Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Ejemplo estudiantes en su búsqueda de este objetivo presentando una amplia gama de recursos de aprendizaje se incluyen más temas químicos en un formato lógico. En todo momento, nos esforzamos por de 200 videos de profesores de química que resuelven problemas reales o equilibrar la teoría y la aplicación y por ilustrar los principios con ejemplos explican conceptos. aplicables siempre que sea posible. significativa En este sign Punto caliente para estudiantes Los datos del estudiante indican que usted puede Ejemplo En la versión electrónica de este texto, todos los recursos de aprendizaje Al igual que en ediciones anteriores, nuestro objetivo es crear una prueba Solución (entre no que explique conceptos abstractos de forma clara y concisa pero lo Resumen de conceptos y hechos suficientemente completa para que los estudiantes estén preparados para 29 distinto de cero .B digi (e) Cuatro el decimal avanzar en el plan de estudios de química. Objetivos de aprendizaje Comentarios alentadores de los instructores y estudiantes por igual ÿ Resumir los pasos del método científico. (Sección 1.3) ÿ Distinguir entreque datos cualitativos y cuantitativos. 1.3) reafirmar este enfoque es(Sección eficaz. ÿ Clasificar la materia en sustancias o mezclas. (Sección 1.4) ÿ Diferenciar entre mezclas homogéneas y heterogéneas. (Sección 1.4) ÿ Categorizar sustancias como elementos o compuestos. (Sección 1.4) Revisión de conceptos y hechos ÿ Comparar y contrastar los tres estados de la materia. (Sección 1.5) ÿ Evaluar las propiedades de la materia ya sea como químicas o físicas. (Sección 1.6) ÿ Identificar las propiedades de la materia como extensivas o intensivas. (Sección 1.6) ÿ Usar prefijos de unidades SI. (Sección 1.7) En ediciones anteriores, las preguntas de Revisión de hechos eran pro cha11152_ch01_001-039.indd 20 ÿ Emplear medidas como masa, volumen y densidad en los cálculos. (Sección 1.7) aÿ Realizar lo largo de varias secciones del libro como una forma para que los estudiantes conversiones entre las diferentes escalas de temperatura. (Sección 1.7) ÿ Aplicar reglas de cifras significativas en los cálculos. (Sección 1.8) evalúen rápidamente su comprensión de un ÿ Discriminar entre exactitud y precisión. (Sección 1.8) ÿ Manipular factores de conversión en problemas de análisis dimensional. 1.9) concepto recién presentado. Ahora hemos(Sección ampliado estos ÿ Resolver problemas utilizando análisis dimensional. (Sección 1.9) verifica que sea una revisión de conceptos y hechos proporcionada al final de la mayoría de las secciones de un capítulo. Más de 170 nuevas preguntas Ecuaciones clave ciones se han agregado a la Revisión de conceptos y Además, el acceso a los resultados de los estudiantes ha guiado la edición del metro re = (1.1) Ecuación para la densidad V Cajas de datos que aseguran que los estudiantes tengan amplia oportunidad de 5°C (1.2) ?°C = (°F ÿ 32°F) × 9°F Conversión de °F a °C practicar y repasar los principales conceptos y hechos presentados en esa ?°F = contenido en muchos capítulos. Si bien muchos de los cambios son sutiles, algunos son más completos. La capacidad de editar en función de los datos de 9°F evaluación en tiempo real de los estudiantes es el nuevo paradigma para la × (°C) + 32°F (1.3) 5°C Conversión de °C a °F sección. Las respuestas a cada una de estas preguntas se encuentran al final ? K = (°C + 273,15°C) 1°C del capítulo. 1k (1.4) creación de libros de texto. Sin duda, esto cambia la forma en que Convertir °C a K proporcionamos y mejoramos los materiales de aprendizaje para nuestros estudiantes en el futuro. Resumen de conceptos y hechos 1. El estudio de la química implica tres pasos básicos: observación, representación e interpretación. sustancias Las mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, pueden separarse en componentes puros por medios físicos. La observación se refiere a las mediciones en el mundo macroscópico; la representación implica el uso de símbolos de notación abreviados y ecuaciones para la comunicación; las interpretaciones se basan en átomos y moléculas, que pertenecen al mundo microscópico. 2. El método científico es un enfoque sistemático de la investigación que comienza con la recopilación de información a través de la observación y las mediciones. En el proceso, se elaboran y prueban hipótesis, leyes y teorías. 3. Los químicos estudian la materia y los cambios que sufre. Las sustancias que componen la materia tienen propiedades físicas únicas que pueden observarse sin cambiar su identidad y propiedades químicas únicas que, cuando se demuestran, sí 4. Las sustancias más simples en química son los elementos. Los compuestos se forman por la combinación química de átomos Objetivos de aprendizaje de diferentes elementos en proporciones fijas. 5. Todas las sustancias, en principio, pueden existir en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. La interconversión entre estos estados Todos los capítulos ahora tienen una lista completa de objetivos de aprendizaje puede efectuarse cambiando la temperatura. 6. Las unidades SI se usan para expresar cantidades físicas en todos 69 Resumen de conceptos y hechos para ayudar a facilitar la evaluación de los estudiantes por parte de los ciencias, incluida la química. instructores. Cada elemento del objetivo deejemplos aprendizaje hasta el Capítulo 24, con frecuencia usaremos compuestos orgánicos como para ilustrar es 7. Los números expresados en notación científica tienen la forma N × 10n , donde N está entre 1 y 10, y n es un número entero enlace químico, reacciones ácido-base y otras propiedades a lo largo del libro. positivo o negativo. La notación científica nos ayuda a manejar etiquetado por su ubicación en el capítulo. Además, cada objetivo de cantidades muy grandes y muy pequeñas. cambian la identidad de la sustancia. Revisión de conceptos y hechos aprendizaje se escribe usando solo verbos de acción apropiados basados en la 2.8.1 ¿Cuántas moléculas diferentes puedes generar reemplazando un átomo de H con un grupo hidroxilo (-OH) en butano (ver tabla 2.8)? taxonomía de Bloom. cha11152_ch01_001-039.indd 29 Puntos calientes 13/9/17 8:11 a. m. de los estudiantes La herramienta de lectura adaptativa SmartBook® ahora Objetivos de aprendizaje ÿ Esbozar las hipótesis de Dalton sobre la naturaleza de la materia. (Sección 2.1) ÿ Comprender el concepto de átomo y la naturaleza de un elemento. (Sección 2.2) brinda a los autores un análisis detallado del desempeño de los estudiantes en ÿ Evaluar la importancia de los experimentos realizados por Thomson, Millikan, Röntgen y Rutherford, y cómo varios objetivos y conceptos de aprendizaje. Con esta poderosa perspectiva de ÿ Resumir los diferentes tipos de radiación que pueden producir las sustancias radiactivas. (Sección 2.2) influyó en nuestra comprensión de la naturaleza y estructura de los átomos. (Sección 2.2) las ideas y conceptos con los que luchan los estudiantes, ahora podemos proporcionar notificaciones ubicadas estratégicamente sobre el acceso a ÿ Describir la ubicación y las propiedades físicas de los electrones, protones y neutrones. (Sección 2.2) ÿ Explicar la naturaleza y la importancia de los isótopos. (Sección 2.3) ÿ Calcular el número de masa de un isótopo. (Sección 2.3) ÿ Utilizar el número de masa de un isótopo para resolver el número de electrones, protones o neutrones, dada otra información relevante. recursos de aprendizaje adicionales. Las áreas identificadas de contenido (Sección 2.3) ÿ Reconocer la organización general de la tabla periódica con respecto a metales, metaloides, no metales, grupos y particularmente difícil ahora se indican con una nota al margen llamada "Puntos períodos. (Sección 2.4) ÿ Diferenciar entre moléculas e iones. (Sección 2.5) conflictivos de los estudiantes". Estos están destinados a dirigir a los estudiantes a recursos de aprendizaje adicionales específicos para ese Determine t (b) 5.03 g, (c para los Student Hot Spots están disponibles. ÿ Clasificar fórmulas químicas como moleculares o empíricas. (Sección 2.6) ÿ Determinar fórmulas de compuestos iónicos. (Sección 2.6) ÿ Utilizar las reglas de nomenclatura para nombrar los diferentes tipos de compuestos, incluidos los compuestos iónicos, moleculares compuestos, ácidos, bases, oxoácidos, hidratos y alcanos simples. (Sección 2.7) ÿ Identificar los iones poliatómicos comunes junto con sus fórmulas y cargas. (Sección 2.7) xxx ecuaciones clave número de masa = número de protones + número de neutrones Machine Translated by Google XXII Prefacio Preguntas y problemas Resolución de problemas Las preguntas de repaso y los problemas al final de cada capítulo se han El desarrollo de habilidades para resolver problemas siempre ha sido un reorganizado para que se correlacionen completamente con una sección objetivo principal de este texto. A continuación se muestran las dos determinada. En muchos casos, el título de un grupo de preguntas se categorías principales de aprendizaje. revisó para reflejar el título de una sección. Los ejemplos trabajados siguen una estrategia y una solución Estos cambios deberían aumentar la facilidad con la que tanto los estudiantes como los instructores pueden identificar preguntas y problemas apropiados para la práctica o las tareas. probadas paso a paso. ÿ El enunciado del problema es el informe de los hechos necesarios para resolver el problema en función de la pregunta planteada. ÿ La estrategia es un plan o método cuidadosamente pensado para Programa de Arte y Diseño servir como una función importante del aprendizaje. Para esta edición, el programa de arte se revisó a fondo para impartir un aspecto más moderno y mejorar la visibilidad. ÿ Solución es el proceso de resolver un problema dado de manera escalonada. ÿ Verificar le permite al estudiante comparar y verificar Los gráficos claros son un componente vital del proceso de aprendizaje de los estudiantes y, como tal, todos los gráficos, tablas periódicas y otras figuras se han actualizado con una nueva apariencia y combinación de con la información de origen para asegurarse de que la respuesta sea razonable. colores. En algunos casos, las ilustraciones se han reemplazado con fotografías científicamente precisas para mejorar el contexto químico. ÿ El ejercicio de práctica brinda la oportunidad de resolver un problema Muchas fotografías de apertura de capítulos se han actualizado para similar para volverse competente en este tipo de problema. Los obtener nuevos conocimientos sobre diversos temas y aplicaciones ejercicios de práctica están disponibles en el sistema electrónico de tareas Connect. químicos. La nota al margen enumera problemas similares adicionales para trabajar en la sección de problemas al final del capítulo. Los problemas de fin de capítulo están organizados de varias formas. Cada sección bajo el encabezado de un tema comienza con Preguntas de revisión seguidas de Problemas. La sección Problemas Gas Hirviendo (ÿSvap) adicionales proporciona más problemas no organizados por sección, seguidos del tipo de problema Interpretación, Modelado y Estimación. Líquido Muchos de los ejemplos y problemas de fin de capítulo presentan fragmentos adicionales de conocimiento y permiten al estudiante resolver un problema químico que resolvería un químico. Los ejemplos y problemas muestran a los estudiantes el mundo real de la química y las aplicaciones Sólido Derritiendo a situaciones de la vida cotidiana. (ÿSfus) Temperatura (K) Además de las más de 170 nuevas preguntas de Revisión de conceptos y hechos que se han agregado a lo largo de los capítulos, a continuación se incluyen algunos de los aspectos más destacados de la revisión de contenido de la 13.ª edición. Visualización Los gráficos y diagramas de flujo son importantes en la ciencia. En Química, los diagramas de flujo muestran el proceso de pensamiento de un concepto y los gráficos presentan datos para comprender el concepto. Capítulo 1 Un número significativo de Problemas y Revisión de conceptos y hechos, ÿ Se proporciona una discusión revisada de la diferencia entre incluidos muchos nuevos en esta edición, incluyen datos gráficos. propiedades intensivas y extensivas. ÿ La Tabla 1.3 se ha ampliado para incluir el prefijo común peta-. El arte molecular aparece en varios formatos para satisfacer diferentes necesidades. Los modelos moleculares ayudan a visualizar la ÿ Se ha incluido una discusión más detallada sobre exactitud y precisión. disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Los mapas de potencial electrostático ilustran la distribución de la densidad de electrones en las moléculas. Finalmente, está el arte Capítulo 3 El lenguaje sobre reactivos limitantes versus reactivos macroscópico a microscópico que ayuda a los estudiantes a comprender limitantes se ha hecho consistente. los procesos a nivel molecular. Capítulo 7 Se ha incluido un nuevo ejemplo resuelto sobre números cuánticos. Las fotos se utilizan para ayudar a los estudiantes a familiarizarse con los productos químicos y comprender cómo aparecen las reacciones Los capítulos 2, 7, 8, 19 y 23 Las figuras y tablas se han actualizado químicas en la realidad. para reflejar las adiciones más recientes a la tabla periódica. Figuras de aparatos permiten al estudiante visualizar el arreglo práctico en un laboratorio de química. Machine Translated by Google Machine Translated by Google McGraw-Hill Connect® es una solución de administración de tareas y aprendizaje altamente confiable y fácil de usar que utiliza la ciencia del aprendizaje y herramientas adaptativas galardonadas para mejorar los resultados de los estudiantes. Tarea y aprendizaje adaptativo ÿ Las tareas de Connect ayudan a los estudiantes contextualizar lo que han aprendido a través de la aplicación, para que puedan comprender mejor el material y pensar críticamente. ÿ Connect creará una ruta de estudio personalizada personalizado a las necesidades individuales de los estudiantes a través de SmartBook®. ÿ SmartBook ayuda a los estudiantes a estudiar de manera más eficiente al brindar una experiencia de lectura interactiva a través del resaltado y la revisión adaptables. Se han respondido más de 7 mil millones de preguntas, lo que hace que los productos de McGraw-Hill Education sean más inteligentes, confiables y precisos . El uso de Connect mejora las tasas de retención en 19,8 puntos porcentuales, las tasas de aprobación en 12,7 puntos porcentuales y las calificaciones de los exámenes en 9,1 puntos porcentuales. 73% de los instructores que usan Connect lo Contenido de calidad y recursos de aprendizaje requieren; la satisfacción del instructor aumenta en un 28 % cuando se requiere ÿ El contenido de Connect está escrito por los mejores expertos en la materia del Connect . mundo y está disponible para su clase a través de una interfaz simple e intuitiva. ÿ Connect eBook facilita a los estudiantes el acceso a su material de lectura en teléfonos inteligentes y tabletas. Pueden estudiar sobre la marcha y no necesitan acceso a Internet para usar el libro electrónico como referencia, con todas las funciones. ÿ El contenido multimedia, como videos, simulaciones y juegos, impulsa la participación de los estudiantes y las habilidades de pensamiento crítico. ©McGraw-Hill Educación Machine Translated by Google Informes y análisis robustos ÿ Connect Insight® genera fácil de leer informes sobre estudiantes individuales, la clase en su conjunto y sobre tareas específicas. ÿ El panel de Connect Insight proporciona datos sobre el rendimiento, el comportamiento del estudio y el esfuerzo. Los instructores pueden identificar rápidamente a los estudiantes © Imágenes de héroe/imágenes de Getty que tienen dificultades y concentrarse en el material que la clase aún tiene que dominar. ÿ Connect califica automáticamente las tareas y los cuestionarios, proporcionando informes fáciles de leer sobre el desempeño individual y de la clase. Más estudiantes obtienen A y B cuando usan Connect. Servicio y soporte de confianza ÿ Connect se integra con su LMS para brindar inicio de sesión único y sincronización automática de calificaciones. La integración con Blackboard®, D2L® y Canvas también brinda sincronización automática del calendario del curso y vinculación a nivel de tarea. ÿ Connect ofrece servicio, soporte y capacitación completos en cada fase de su implementación. ÿ Si está buscando orientación sobre cómo usar Connect o desea aprender consejos y trucos de superusuarios, puede encontrar tutoriales mientras trabaja. Nuestros asesores académicos digitales y estudiantes embajadores ofrecen información sobre cómo lograr los resultados que desea con Connect. www.mheducation.com/connect Machine Translated by Google Recursos para instructores y estudiantes ÿ Animaciones Numerosas animaciones a todo color También se proporcionan procesos importantes de tratamiento. Aproveche el impacto visual de los conceptos en movimiento al importar estos archivos a presentaciones en el aula o materiales de cursos en línea. Se presenta un sólido conjunto de preguntas, problemas y figuras interactivas y se alinea con los objetivos de aprendizaje del libro de ÿ Esquemas de conferencias en PowerPoint Para cada capítulo texto. La integración de ChemDraw de PerkinElmer, el estándar de del texto se proporcionan presentaciones listas para usar que la industria en software de dibujo químico, permite a los estudiantes combinan arte y notas de conferencias. crear estructuras químicas precisas en sus tareas en línea. Como ÿ Banco de pruebas computarizado Más de 3000 preguntas de instructor, puede editar preguntas existentes y escribir problemas pruebas que acompañan a Química están disponibles utilizando completamente nuevos. Realice un seguimiento del rendimiento el software de generación de pruebas líder en la industria individual de los estudiantes, por pregunta, tarea o en relación con TestGen. Estas mismas preguntas también están disponibles y la clase en general, con informes de calificaciones detallados. Integre se pueden asignar a través de Connect para exámenes en línea. informes de calificaciones fácilmente con sistemas de gestión de aprendizaje (LMS), como WebCT y Blackboard, y mucho más. También disponible dentro de Connect, nuestro SmartBook adaptativo se ha complementado con recursos de aprendizaje adicionales ÿ Manual de soluciones del instructor Este suplemento contiene soluciones completas y elaboradas para todos los problemas del final del capítulo en el texto. vinculados a cada objetivo de aprendizaje para brindar ayuda puntual a los estudiantes que la necesitan. Para obtener más información, visite www.mheducation.com. Impulsado por LearnSmart, el recurso de aprendizaje adaptativo inteligente más utilizado , LearnSmart Prep está diseñado para preparar a los estudiantes para un próximo curso al abordar de manera rápida y efectiva las brechas de conocimiento previas que pueden causar problemas en el futuro. Al distinguir lo que los estudiantes saben de lo que no saben, y perfeccionar los conceptos que es más probable que olviden, LearnSmart Prep mantiene una ruta de aprendizaje en constante adaptación individualizada para cada estudiante, y adapta el contenido para centrarse en lo que el estudiante necesita dominar. para tener un comienzo exitoso en la nueva clase. Los instructores tienen acceso a los siguientes recursos para instructores a través de Connect. ÿ Arte Los archivos digitales a todo color de todas las ilustraciones, fotos y tablas del libro se pueden incorporar fácilmente en presentaciones de conferencias, exámenes o materiales de clase personalizados. Además, todos los archivos se han insertado en diapositivas de PowerPoint para facilitar la preparación de la conferencia. xxi Machine Translated by Google Recursos para instructores y estudiantes xvii imprima una copia de revisión en 3 a 5 días hábiles o una copia de revisión electrónica de cortesía (eComp) por correo electrónico en minutos. Visite www.mcgrawhillcreate.com hoy mismo y regístrese para experimentar cómo McGraw-Hill Create le permite enseñar a sus Basado en la misma tecnología de clase mundial y extraordinariamente alumnos a su manera. www. adaptable que LearnSmart, McGraw-Hill Learn Smart Labs es una mcgrawhillcreate.com simulación de laboratorio basada en resultados que no debe perderse. Evalúa el conocimiento de un estudiante y corrige las deficiencias de manera adaptativa, lo que permite que el estudiante aprenda más rápido y retenga más conocimiento con mayor éxito. En primer lugar, el conocimiento de un estudiante se nivela de manera adaptativa en los resultados de aprendizaje básicos: las preguntas revelan deficiencias de conocimiento que se corrigen mediante la entrega de contenido que está condicionado a la respuesta del estudiante. Mis clases: Tegrity® Luego, una experiencia de laboratorio simulado requiere que el McGraw-Hill Tegrity graba y distribuye su conferencia de clase con estudiante piense y actúe como un científico: registrar, interpretar y solo hacer clic en un botón. Los estudiantes pueden ver en cualquier analizar datos utilizando equipos simulados que se encuentran en laboratorios y clínicas. Al estudiante se le permite cometer errores— móvil. Indexa a medida que registra sus presentaciones de PowerPoint® momento y en cualquier lugar a través de una computadora o dispositivo ¡una parte poderosa de la experiencia de aprendizaje! Un entrenador y todo lo que se muestra en su computadora para que los estudiantes virtual brinda sugerencias sutiles cuando es necesario, hace preguntas puedan usar palabras clave para encontrar exactamente lo que quieren sobre las elecciones del estudiante y permite que el estudiante reflexione y corrija esos errores. Ya sea que necesite superar los estudiar. Tegrity está disponible como una función integrada de McGrawHill Connect Chemistry y de forma independiente. desafíos logísticos de un laboratorio tradicional, proporcionar una mejor preparación para el laboratorio, mejorar el desempeño de los estudiantes o hacer que su experiencia en línea compita con el mundo real, LearnSmart Labs lo logra todo. manual de soluciones para estudiantes Los estudiantes encontrarán respuestas a los Ejercicios de práctica y soluciones detalladas para problemas seleccionados del texto en el manual de Soluciones para estudiantes. Además, hay estrategias de resolución de problemas y soluciones tutoriales que rodean los temas y tipos de problemas más importantes de cada capítulo. ALEKS (Evaluación y Aprendizaje en Espacios de Conocimiento) es un sistema basado en la web para la evaluación y el aprendizaje individualizados, disponible las 24 horas del día, los 7 días de la semana a través de Internet. ALEKS utiliza inteligencia artificial para determinar con precisión el conocimiento de un estudiante y luego lo guía al material que está más McGraw-Hill Create™ preparado para aprender. ALEKS ofrece comentarios inmediatos y acceso a ALEKSPedia, un texto interactivo que contiene entradas Con McGraw-Hill Create, puede reorganizar fácilmente los capítulos, concisas sobre temas de química. ALEKS también es un sistema de combinar material de otras fuentes de contenido y cargar rápidamente gestión de cursos con funciones completas con características de el contenido que ha escrito, como el programa del curso o las notas de generación de informes que permiten a los instructores monitorear el enseñanza. Encuentre el contenido que necesita en Create buscando desempeño individual y de la clase, establecer metas para los entre miles de libros de texto líderes de McGraw-Hill. Organice su libro estudiantes, asignar/calificar cuestionarios en línea y más. ALEKS para que se adapte a su estilo de enseñanza. Create incluso le permite permite a los instructores dedicar más tiempo a los conceptos, mientras personalizar la apariencia de su libro seleccionando la portada y que ALEKS les enseña a los estudiantes habilidades prácticas para agregando su nombre, escuela e información del curso. resolver problemas. Y con ALEKS 360, su estudiante también tiene acceso al libro electrónico de este texto. Obtenga más información en Solicite un libro Create y recibirá un regalo www.aleks.com/highered/science Machine Translated by Google xviii Recursos para instructores y estudiantes Expresiones de gratitud Lindsay M. Hinkle, Universidad de Harvard Rebecca Hoenigman, Colegio Comunitario de Aurora Nos gustaría agradecer a los siguientes revisores y participantes del simposio de esta y las ediciones anteriores: T. Keith Hollis, Universidad Estatal de Mississippi Byron Howell, Tyler Junior College Ramesh Arasasingham, Universidad de California en Irvine Michael R. Ivanov, Universidad Comunitaria del Noreste de Iowa Kathryn S. Asala, Universidad de Carolina del Norte, Charlotte David W. Johnson, Universidad de Dayton Mohd Asim Ansari, Fullerton College Keith Steve Johnson, Universidad de Nueva Inglaterra Baessler, Suffolk County Community College Christian S. Bahn, Universidad Estatal de Montana Mary Fran Barber, Mohammad Karim, Universidad Estatal de Tennessee – Nashville Universidad Estatal de Wayne Jeremy Karr, Colegio de Santa María H. Laine Berghout, Universidad Estatal Weber Feri Vance Kennedy, Universidad del Este de Michigan Billiot, Universidad Texas A&M Corpus Christi Julie Biteen, Katrina Kline, Universidad de Missouri Universidad de Michigan An-Phong Lee, Universidad del Sur de Florida John Blaha, Colegio Comunitario del Estado de Columbus Debbie Leedy, Colegio Comunitario de Glendale Marco Bonizzoni, Universidad de Alabama–Tuscaloosa Willem R. Leenstra, Universidad de Vermont Barbara Christopher Bowers, Universidad del Norte de Ohio S. Lewis, Universidad de Clemson Bryan Breyfogle, Universidad Estatal de Missouri Scott Luaders, Universidad de Quincy Steve Burns, Colegio St. Thomas Aquinas Vicky Lykourinou, Universidad del Sur de Florida Mark L. Campbell, Academia Naval de los Estados Unidos Yinfa Ma, Universidad de Ciencia y Tecnología de Tara Carpenter, Universidad de Maryland Missouri David Carter, estado de Angelo Sara-Kaye Madsen, Universidad Estatal de Dakota del Sur Joel Caughran, Universidad de Georgia Sharyl Majorski, Universidad Central de Michigan Daesung Chong, Universidad Estatal de Ball Ben Martín, Universidad Estatal de Texas Elzbieta Cook, Universidad Estatal de Luisiana Roy McClean, Academia Naval de los Estados Unidos Robert L. Cook, Universidad Estatal de Luisiana Helene Maire-Afeli, Universidad de Carolina del Sur–Union Colleen Craig, Universidad de Washington Tracy McGill, Universidad de Emory Brandon Cruickshank, Universidad del Norte de David M. McGinnis, Universidad de Arkansas-Fort Smith Arizona–Flagstaff Thomas McGrath, Universidad de Baylor Elizabeth A. Clizbe, SUNY Buffalo Deb Mlsna, Universidad Estatal de Mississippi Mohammed Daoudi, Universidad de Florida Central Jay Patricia Muisener, Universidad del Sur de Florida Deiner, Facultad de Tecnología de la Ciudad de Nueva York Kim Myung, Georgia Perimeter College Dawn Del Carlo, Universidad del Norte de Iowa Anne-Marie Nickel, Escuela de Ingeniería de Milwaukee Milagros Delgado, Universidad Internacional de Florida, Krista Noren-Santmyer, Colegio Comunitario de Hillsborough– Campus de la Bahía de Biscayne Brandon Michael Denniston, Universidad Perimetral de Georgia Greg Oswald, Universidad Estatal de Dakota del Norte Stephanie R. Dillon, Universidad Estatal de Florida John W. Overcash, Universidad de Illinois– Anne Distler, Universidad Comunitaria de Cuyahoga Urbana–Champaign Shadrick Paris, Bill Donovan, Universidad de Akron Universidad de Ohio Mathilda D. Doorley, comunidad del suroeste de Tennessee Manoj Patil, Colegio Técnico del Oeste de Iowa Colegio Jack Eichler, Universidad de California–Riverside John Pollard, Universidad de Arizona Ramin Radfar, Universidad de Wofford Bradley D. Fahlman, Universidad Central de Michigan Lee Betsy B. Ratcliff, Universidad de West Virginia Mike Friedman, Universidad de Maryland–College Park Rennekamp, Columbus State Community College Tiffany Gierasch, Universidad de Maryland – Thomas G. Richmond, Universidad de Utah Steven Condado de Baltimore Rowley, Universidad del condado de Middlesex Cameon Geyer, Colegio Olímpico Joel W. Russell, Universidad de Oakland John Gorden, Universidad de Auburn Tracy Hamilton, Universidad de Alabama–Birmingham Raymond Sadeghi, Universidad de Texas– San Antonio Tony Hascall, Universidad del Norte de Arizona Richard Schwenz, Universidad del Norte de Colorado Machine Translated by Google Recursos para instructores y estudiantes 29 Chad Snyder, Grace College Conectar: la química se ha mejorado enormemente gracias a Allison S. Soult, Universidad de Kentucky los esfuerzos de Yasmin Patell, Universidad Estatal de Kansas; Richard Spinney, Universidad Estatal de Ohio Anne M. Spuches, Universidad de Carolina del Este John Stubbs, Universidad de Nueva Inglaterra Katherine Stumpo, Universidad de Tennessee-Martin Jerry Suits, Universidad del Norte de Colorado Charles Taylor, Facultad técnica de Florence Darlington Dennis Taylor, Universidad de Clemson Mark Thomson, Universidad Estatal de Ferris Eric M. Todd, Universidad de Wisconsin–Stevens Point Yijun MaryKay Orgill, Universidad de Nevada–Las Vegas; Mirela Krichten, Colegio de Nueva Jersey; quien hizo un trabajo magistral al crear sugerencias y comentarios para aumentar todos los problemas de tarea del sistema. Gracias también a David G. Jones y Margaret Ruth Leslie que ayudaron a escribir y revisar el contenido orientado a objetivos de aprendizaje para nuestro SmartBook. Nos hemos beneficiado mucho de las discusiones con nuestros colegas en Williams College y el College of Charleston, y la correspondencia con profesores aquí y en el extranjero. Es un placer reconocer el apoyo que nos brindaron los Tang, Universidad de Wisconsin–Oshkosh siguientes miembros de McGraw-Hill Higher Education: Gerente Steve Theberge, Colegio Merrimack ejecutivo de cartera Dr. David Spurgeon, desarrollador principal Lori Van Der Sluys, Universidad Estatal de Pensilvania de productos Robin Reed, directora sénior de contenido digital Lindsay B. Wheeler, Universidad de Virginia Gary D. White, Universidad Estatal de Middle Tennessee Stan Whittingham, Universidad de Binghamton Dra. Shirley Hino, gerente sénior de marketing Matt García , las coordinadoras de desarrollo de productos Megan Platt y Marisa Dobbeleare, la gerente de programas Lora Neyens, la gerente de proyectos de contenido Sherry Kane y la gerente principal de Troy Wolfskill, Universidad Stony Brook proyectos de evaluación de contenido Tammy Juran, el diseñador Anthony Wren, Butte College principal David Hash y la especialista sénior en licencias de Fadi Zaher, Universidad Técnica de Gateway contenido Lori Hancock. Machine Translated by Google Una nota para el estudiante palabras clave, todo lo cual le ayudará a revisar para más difícil que la mayoría de las otras materias. Hay La químicaalguna general se percibepara comúnmente como Por un lado, la justificación esta percepción. química tiene un vocabulario muy especializado. Al principio, estudiar química es como aprender un nuevo idioma. Además, algunos de los conceptos son abstractos. Sin embargo, con diligencia puede completar este curso con éxito, e incluso puede disfrutarlo. Aquí hay algunas sugerencias para ayudarlo a formar buenos hábitos de estudio y dominar el material de este texto. exámenes ÿ Las definiciones de las palabras clave se pueden estudiar en contexto en las páginas citadas en la lista al final del capítulo o en el glosario al final del libro. ÿ El estudio cuidadoso de los ejemplos resueltos en el cuerpo de cada capítulo mejorará su capacidad para analizar problemas y realizar correctamente los cálculos necesarios para resolverlos. También tómese el tiempo para trabajar con el ejercicio de práctica que sigue a cada ejemplo para asegurarse de que ÿ Asistir a clases con regularidad y tomar apuntes cuidadosos. comprende cómo resolver el tipo de problema ilustrado en el ÿ Si es posible, siempre revise los temas discutidos en clase el ejemplo. Las respuestas a los ejercicios de práctica aparecen al mismo día que se tratan en clase. Use este libro para final del capítulo, a continuación de las preguntas y problemas. complementar sus notas. ÿ Pensar críticamente. Pregúntate si realmente comprendes el Para practicar más, puede consultar problemas similares a los que se hace referencia en el margen junto al ejemplo. significado de un término o el uso de una ecuación. Una buena manera de evaluar su comprensión es explicar un concepto a un compañero de clase oa otra persona. ÿ No dude en pedir ayuda a su instructor oa su asistente de enseñanza. Las herramientas de Química de la decimotercera edición están diseñadas para permitirle obtener buenos resultados en su curso de química general. La siguiente guía explica cómo aprovechar al máximo el texto, la tecnología y otras herramientas. ÿ Las preguntas y problemas al final del capítulo están organizados por sección. ÿ La contraportada interior muestra una lista de figuras y tablas importantes con referencias a páginas. Este índice facilita la búsqueda rápida de información cuando está resolviendo problemas o estudiando temas relacionados en diferentes capítulos. ÿ Antes de profundizar en el capítulo, lea el resumen del capítulo y Si sigue estas sugerencias y se mantiene al día con sus tareas, la introducción del capítulo para tener una idea de los temas descubrirá que la química es desafiante, pero menos difícil y mucho importantes. Use el esquema para organizar su toma de notas más interesante de lo que esperaba. en clase. ÿ Al final de cada capítulo encontrará un resumen de hechos y conceptos, las ecuaciones clave y una lista de xxx —Raymond Chang y Jason Overby Machine Translated by Google CAPÍTULO 1 Un microscopio de túnel de barrido sondea moléculas pequeñas individuales cuando se adsorben en grafeno, una lámina delgada de átomos de carbono de un solo átomo. ©Fuente científica BOSQUEJO DEL CAPÍTULO 1.1 Química: una ciencia para el siglo XXI 1.2 El estudio de la química 1.3 El método científico 1.4 Clasificaciones de la materia 1.5 Los tres estados de la materia 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia 1.7 Medición 1.8 Manejo de números 1.9 Análisis dimensional en la resolución de problemas 1.10 Resolución de problemas del mundo real: información, suposiciones y simplificaciones Química El estudio del cambio Machine Translated by Google 2 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio UNA MIRADA HACIA ADELANTE ÿ Comenzamos con una breve introducción al estudio de la química y describimos su papel en nuestra sociedad moderna. (1.1 y 1.2) ÿ A continuación, nos familiarizaremos con el método científico, que es un enfoque sistemático de la investigación en todas las disciplinas científicas. (1.3) ÿ Definimos materia y notamos que una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto. Distinguimos entre una mezcla homogénea y una mezcla heterogénea. También aprendemos que, en principio, toda la materia puede existir en uno de tres estados: sólido, líquido y gaseoso. (1.4 y 1.5) ÿ Para caracterizar una sustancia, necesitamos conocer sus propiedades físicas, que pueden observarse sin cambiar su identidad, y sus propiedades químicas, que solo pueden demostrarse mediante cambios químicos. (1.6) ÿ Al ser una ciencia experimental, la química implica mediciones. Aprendemos las unidades básicas del SI y usamos las unidades derivadas del SI para cantidades como el volumen y la densidad. También nos familiarizamos con las tres escalas de temperatura: Celsius, Fahrenheit y Kelvin. (1.7) ÿ Los cálculos químicos a menudo involucran números muy grandes o muy pequeños y una forma conveniente de manejar estos números es la notación científica. En los cálculos o mediciones, cada cantidad debe mostrar el número adecuado de cifras significativas, que son los dígitos significativos. (1.8) ÿ Aprendemos que el análisis dimensional es útil en los cálculos químicos. Al llevar las unidades a través de toda la secuencia de cálculos, todas las unidades se cancelarán excepto la deseada. (1.9) ÿ Resolver problemas del mundo real con frecuencia implica hacer suposiciones y simplificar ciones. (1.10) La química esde una activa en evolución que tiene una importancia vital para nuestro mundo, tanto en el el reino la ciencia naturaleza y ely reino de la sociedad. Sus raíces son antiguas, pero como veremos, la química es toda una ciencia moderna. Comenzaremos nuestro estudio de la química a nivel macroscópico, donde podemos ver y medir los materiales de los que está hecho nuestro mundo. En este capítulo, analizaremos el método científico, que proporciona el marco para la investigación no solo en química sino también en todas las demás ciencias. A continuación, descubriremos cómo los científicos definen y caracterizan la materia. Luego, dedicaremos un tiempo a aprender cómo manejar los resultados numéricos de las mediciones químicas y resolver problemas numéricos. En el Capítulo 2, comenzaremos a explorar el mundo microscópico de los átomos y las moléculas. 1.1 Química: una ciencia para el siglo XXI Los caracteres chinos para química significan “el estudio del cambio”. La química es el estudio de la materia y los cambios que sufre. La química a menudo se llama la ciencia central, porque un conocimiento básico de la química es esencial para los estudiantes de biología, física, geología, ecología y muchas otras materias. De hecho, es fundamental para nuestra forma de vida; sin ella, viviríamos vidas más cortas en lo que consideraríamos condiciones primitivas, sin automóviles, electricidad, computadoras, CD y muchas otras comodidades cotidianas. Aunque la química es una ciencia antigua, sus cimientos modernos se establecieron en el siglo XIX, cuando los avances intelectuales y tecnológicos permitieron a los científicos descomponer las sustancias en componentes cada vez más pequeños y, en consecuencia, explicar muchas de sus características físicas y químicas. El rápido desarrollo de tecnología cada vez más sofisticada a lo largo del siglo XX nos ha brindado medios aún mayores para estudiar cosas que no se pueden ver a simple vista. Usando computadoras y microscopios especiales, por ejemplo, los químicos pueden analizar la estructura de átomos y moléculas, las unidades fundamentales en las que se basa el estudio de la química, y diseñar nuevas sustancias con propiedades específicas, como medicamentos y productos de consumo ecológicos. Machine Translated by Google 1.2 El estudio de la química (a) (C) (B) (D) Figura 1.1 (a) El resultado de una máquina automática de secuenciación de ADN. Cada carril muestra la secuencia (indicada por diferentes colores) obtenida con una muestra de ADN separada. (b) Un supercondensador de grafeno. Estos materiales proporcionan algunas de las relaciones energía-volumen y tiempos de respuesta más altos conocidos. (c) Producción de celdas fotovoltaicas, utilizadas para convertir la luz en corriente eléctrica. (d) El etanol para uso como combustible se produce por destilación del maíz. (a): ©Fuente científica; (b): Cortesía de Richard B. Kaner; (c): ©David Parker/Seagate/Science Source; (d): ©David Nunuk/Fuente científica Cabe preguntarse qué papel tendrá la ciencia central en el siglo XXI. Es casi seguro que la química seguirá desempeñando un papel fundamental en todas las áreas de la ciencia y la tecnología. Antes de sumergirnos en el estudio de la materia y su transformación, consideremos algunas de las fronteras que los químicos están explorando actualmente (Figura 1.1). Cualesquiera que sean sus razones para tomar química general, un buen conocimiento del tema le permitirá apreciar mejor su impacto en la sociedad y en usted como individuo. 1.2 El estudio de la química En comparación con otras materias, comúnmente se cree que la química es más difícil, al menos en el nivel introductorio. Hay alguna justificación para esta percepción; por un lado, la química tiene un vocabulario muy especializado. Sin embargo, incluso si este es su primer curso de química, ya está más familiarizado con el tema de lo que cree. En las conversaciones cotidianas escuchamos palabras que tienen una conexión química, aunque no se usen en el sentido científicamente correcto. Algunos ejemplos son "electrónico", "salto cuántico", "equilibrio", "catalizador", "reacción en cadena" y "masa crítica". Además, si cocinas, ¡entonces eres un químico practicante! Por la experiencia adquirida en la cocina, usted sabe que el aceite y el agua no se mezclan y que el agua hirviendo que queda en la estufa se evaporará. Usted aplica principios químicos y físicos cuando usa bicarbonato de sodio para leudar el pan, elige una olla a presión para acortar el tiempo que lleva preparar la sopa, agrega ablandador de carne a un asado, exprime el jugo de limón sobre las peras en rodajas para evitar que se pongan marrones o sobre el pescado para minimizar su olor, y agregue vinagre 3 Machine Translated by Google Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio O2 Fe2O3 Fe Figura 1.2 Vista molecular simplificada de la formación de óxido (Fe2O3) a partir de átomos de hierro (Fe) y moléculas de oxígeno (O2). En realidad, el proceso requiere agua y el óxido también contiene moléculas de agua. ©BAE Inc./Alamy Foto de archivo 1.3 El método científico Machine Translated by Google 1.3 El método científico Observación Representación Interpretación Figura 1.3 Los tres niveles de estudio de la química y sus relaciones. La observación se ocupa de los acontecimientos del mundo macroscópico; los átomos y las moléculas constituyen el mundo microscópico. La representación es una abreviatura científica para describir un experimento en símbolos y ecuaciones químicas. Los químicos utilizan su conocimiento de los átomos y las moléculas para explicar un fenómeno observado. Cuando se han completado los experimentos y se han registrado los datos, el siguiente paso en el método científico es la interpretación, lo que significa que el científico intenta explicar el fenómeno observado. Con base en los datos recopilados, el investigador formula una hipótesis, una explicación tentativa para un conjunto de observaciones. Se diseñan más experimentos para probar la validez de la hipótesis de tantas formas como sea posible, y el proceso comienza de nuevo. La Figura 1.3 resume los principales pasos del proceso de investigación. Después de recopilar una gran cantidad de datos, a menudo es deseable resumir la información de manera concisa, como una ley. En ciencia, una ley es una declaración verbal o matemática concisa de una relación entre fenómenos que es siempre la misma bajo las mismas condiciones. Por ejemplo, la segunda ley del movimiento de Sir Isaac Newton, que tal vez recuerdes de la escuela secundaria de ciencias, dice que la fuerza es igual a la masa por la aceleración (F = ma). Lo que esta ley significa es que un aumento en la masa o en la aceleración de un objeto siempre aumentará su fuerza proporcionalmente, y una disminución en la masa o aceleración siempre disminuirá la fuerza. Las hipótesis que sobreviven a muchas pruebas experimentales de su validez pueden convertirse en teorías. Una teoría es un principio unificador que explica un conjunto de hechos y/ o las leyes que se basan en ellos. Las teorías también se ponen a prueba constantemente. Si una teoría es refutada por un experimento, entonces debe descartarse o modificarse para que sea consistente con las observaciones experimentales. Probar o refutar una teoría puede llevar años, incluso siglos, en parte porque es posible que no se disponga de la tecnología necesaria. La teoría atómica, que estudiaremos en el capítulo 2, es un buen ejemplo. Tomó más de 2000 años desarrollar este principio fundamental de la química propuesto por Demócrito, un filósofo griego antiguo. Un ejemplo más contemporáneo es la búsqueda del bosón de Higgs discutida en el ensayo Química en acción, "La búsqueda del bosón de Higgs". El progreso científico rara vez, si acaso, se hace de una manera rígida, paso a paso. A veces una ley precede a una teoría; a veces es al revés. Dos científicos pueden comenzar a trabajar en un proyecto con exactamente el mismo objetivo, pero terminarán adoptando enfoques drásticamente diferentes. Los científicos son, después de todo, seres humanos, y sus modos de pensar y trabajar están muy influenciados por su formación, formación y personalidad. El desarrollo de la ciencia ha sido irregular ya veces incluso ilógico. Los grandes descubrimientos suelen ser el resultado de las contribuciones acumulativas y la experiencia de muchos trabajadores, aunque el crédito por formular una teoría o una ley se suele dar a un solo individuo. Hay, por supuesto, un elemento de suerte involucrado en los descubrimientos científicos, pero se ha dicho que “el azar favorece a la mente preparada”. Se necesita una persona alerta y bien entrenada para reconocer la importancia de un descubrimiento accidental y aprovecharlo al máximo. La mayoría de las veces, el público solo se entera de avances científicos espectaculares. Sin embargo, por cada historia de éxito, hay cientos de casos en los que los científicos han pasado años trabajando en proyectos que finalmente los llevaron a un callejón sin salida, y en los que los logros positivos llegaron solo después de muchos giros equivocados y a un ritmo tan lento que pasaron desapercibidos. . Sin embargo, incluso los callejones sin salida contribuyen en algo al creciente cuerpo de conocimiento sobre el universo físico. Es el amor por la búsqueda lo que mantiene a muchos científicos en el laboratorio. 5 Machine Translated by Google Machine Translated by Google 1.4 Clasificaciones de la materia Revisión de conceptos y hechos 1.3.1 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera? (a) Una hipótesis siempre conduce a la formulación de una ley. (b) El método científico es una secuencia rígida de pasos para resolver problemas. (c) Una ley resume una serie de observaciones experimentales; una teoría proporciona una explicación de las observaciones. 1.3.2 Un estudiante recolecta los siguientes datos para una muestra de un líquido desconocido. ¿Cuáles de estos datos son mediciones cualitativas y cuáles son mediciones cuantitativas? (a) La muestra tiene un volumen de 15,4 ml. (b) La muestra es un líquido amarillo claro. (c) La muestra se siente aceitosa. (d) La muestra tiene una masa de 13,2 g. 1.4 Clasificaciones de la materia Definimos la química en la Sección 1.1 como el estudio de la materia y los cambios que sufre. La materia es cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa. La materia incluye cosas que podemos ver y tocar (como el agua, la tierra y los árboles), así como cosas que no podemos (como el aire). Por lo tanto, todo en el universo tiene una conexión "química". Los químicos distinguen entre varias subcategorías de materia según su composición y propiedades. Las clasificaciones de la materia incluyen sustancias, mezclas, elementos y compuestos, así como átomos y moléculas, que consideraremos en el Capítulo 2. Sustancias y Mezclas Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades distintas. Algunos ejemplos son el agua, el amoníaco, el azúcar de mesa (sacarosa), el oro y el oxígeno. Las sustancias difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor y otras propiedades. Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en las que las sustancias conservan sus identidades distintas. Algunos ejemplos familiares son el aire, los refrescos, la leche y el cemento. Las mezclas no tienen composición constante. Por lo tanto, las muestras de aire recolectadas en diferentes ciudades probablemente difieran en composición debido a las diferencias de altitud, contaminación, etc. Todas las mezclas se clasifican en homogéneas o heterogéneas. Cuando una cucharada de azúcar se disuelve en agua obtenemos una mezcla homogénea en la que la composición de la mezcla es la misma en todas partes. Sin embargo, si la arena se mezcla con limaduras de hierro, los granos de arena y las limaduras de hierro permanecen separados (Figura 1.4). Este tipo de mezcla se llama mezcla heterogénea porque la composición no es uniforme. Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea, puede crearse y luego separarse por medios físicos en componentes puros sin cambiar las identidades de los componentes. Por lo tanto, el azúcar se puede recuperar de una solución de agua calentando la solución y evaporándola hasta sequedad. Condensar el vapor nos devolverá el componente agua. Para separar la mezcla de hierro y arena, podemos usar un imán para quitar las limaduras de hierro de la arena, porque la arena no es atraída por el imán [vea la Figura 1.4(b)]. Después de la separación, los componentes de la mezcla tendrán la misma composición y propiedades que tenían al principio. Elementos y Compuestos Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por métodos químicos. Hasta la fecha se han identificado positivamente 118 elementos. La mayoría de ellos ocurren naturalmente en la Tierra. Los otros han sido creados por científicos a través de procesos nucleares, que son el tema del Capítulo 19 de este texto. 7 Machine Translated by Google 8 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio (a) (B) Figura 1.4 (a) La mezcla contiene limaduras de hierro y arena. (b) Un imán separa las limaduras de hierro de la mezcla. La misma técnica se utiliza a mayor escala para separar el hierro y el acero de los objetos no magnéticos como el aluminio, el vidrio y los plásticos. (a y b): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp Por conveniencia, los químicos usan símbolos de una o dos letras para representar los elementos. La primera letra de un símbolo siempre está en mayúscula, pero las letras siguientes no lo están. Por ejemplo, Co es el símbolo del elemento cobalto, mientras que CO es la fórmula de la molécula de monóxido de carbono. La Tabla 1.1 muestra los nombres y símbolos de algunos de los elementos más comunes. Los símbolos de algunos elementos se derivan de sus nombres en latín, por ejemplo, Au de aurum (oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de na trium (sodio), mientras que la mayoría de ellos provienen de sus nombres en inglés. Los átomos de la mayoría de los elementos pueden interactuar entre sí para formar compuestos. El hidrógeno gaseoso, por ejemplo, se quema en oxígeno gaseoso para formar agua, que tiene propiedades que son claramente diferentes de las de los materiales de partida. El agua se compone de dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno. Esta composición no cambia, independientemente de si el agua proviene de un grifo en los Estados Unidos, un lago en Mongolia exterior o los casquetes polares de Marte. Así, el agua es un compuesto, una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas. A diferencia de las mezclas, los compuestos sólo pueden separarse por medios químicos en sus componentes puros. Las relaciones entre elementos, compuestos y otras categorías de materia se resumen en la figura 1.5. Tabla 1.1 Algunos elementos comunes y sus símbolos Símbolo Nombre Aluminio Al Arsénico Como Nombre Bario Bismuto Bromo Licenciado en Letras Con un Símbolo Nombre Símbolo Flúor F Oxígeno EL Oro En Hidrógeno Yodo H Fósforo Platino I Potasio A PAGS por hermano Planchar Fe Silicio Y Calcio Ese Guiar Pb Plata Agricultura Carbón C Magnesio magnesio Sodio Sobre Cloro cl Manganeso Minnesota Azufre S Cromo cr Mercurio sn Cobalto Qué Níquel Hg Ni Creer Tungsteno EN Cobre Con Nitrógeno norte Zinc zinc Machine Translated by Google 9 1.5 Los tres estados de la materia Importar Separación por mezclas Sustancias metodos fisicos Homogéneo mezclas Heterogéneo mezclas Compuestos Separación por Elementos metodos quimicos Figura 1.5 Clasificación de la materia. Revisión de conceptos y hechos 1.4.1 ¿Cuáles de los siguientes diagramas representan elementos y cuáles representan compuestos? Cada esfera de color (o esfera truncada) representa un átomo. Átomos de diferentes colores indican diferentes elementos. (a) (B) (C) (D) 1.5 Los tres estados de la materia Todas las sustancias, al menos en principio, pueden existir en tres estados: sólido, líquido y gas. Como muestra la figura 1.6, los gases se diferencian de los líquidos y los sólidos en las distancias entre los átomos. En un sólido, los átomos (o moléculas) se mantienen juntos de manera ordenada con poca Figura 1.6 Vistas microscópicas de un sólido, un líquido y un gas. Sólido Líquido Gas Machine Translated by Google 10 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Figura 1.7 Los tres estados de la materia. Un atizador caliente convierte el hielo en agua y vapor. ©Educación McGraw-Hill/Charles D. Winters libertad de movimiento. Los átomos (o moléculas) en un líquido están muy juntos, pero no se mantienen tan rígidos en su posición y pueden moverse unos junto a otros. En un gas, los átomos (o moléculas) están separados por distancias que son grandes en comparación con el tamaño de los átomos (o moléculas). Los tres estados de la materia se pueden interconvertir sin cambiar la composición de la sustancia. Al calentarse, un sólido (por ejemplo, hielo) se derretirá para formar un líquido (agua). (La temperatura a la que ocurre esta transición se denomina punto de fusión). El calentamiento adicional convertirá el líquido en gas. (Esta conversión tiene lugar en el punto de ebullición del líquido). Por otro lado, al enfriar un gas, se condensará en un líquido. Cuando el líquido se enfría más, se congelará en forma sólida. La figura 1.7 muestra los tres estados del agua. Tenga en cuenta que las propiedades del agua son únicas entre las sustancias comunes en el sentido de que las moléculas en estado líquido están más empaquetadas que las del estado sólido. Revisión de conceptos y hechos 1.5.1 Se coloca un cubo de hielo en un recipiente cerrado. Al calentar, el cubo de hielo primero se derrite y luego el agua hierve para formar vapor. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera? (a) La apariencia física del agua es diferente en cada etapa de cambio. (b) La masa de agua es mayor para el cubo de hielo y menor para el vapor. 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia Las sustancias se identifican tanto por sus propiedades como por su composición. El color, el punto de fusión y el punto de ebullición son propiedades físicas. Una propiedad física se puede medir y observar sin cambiar la composición o identidad de una sustancia. Por ejemplo, Machine Translated by Google 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia podemos medir el punto de fusión del hielo calentando un bloque de hielo y registrando la temperatura a la cual el hielo se convierte en agua. El agua se diferencia del hielo solo en apariencia, no en composición, por lo que se trata de un cambio físico; podemos congelar el agua para recuperar el hielo original. Por lo tanto, el punto de fusión de una sustancia es una propiedad física. De manera similar, cuando decimos que el gas helio es más liviano que el aire, nos referimos a una propiedad física. Por otro lado, la afirmación “El hidrógeno gaseoso se quema en oxígeno gaseoso para formar agua” describe una propiedad química del hidrógeno. Para observar esta propiedad química del hidrógeno, debemos realizar un cambio químico, en este caso, quemar el hidrógeno gaseoso en oxígeno. Después del cambio, la sustancia química original, el gas hidrógeno, se habrá desvanecido y todo lo que quedará será una sustancia química diferente: el agua. No podemos recuperar el hidrógeno del agua mediante un cambio físico, como la ebullición o la congelación. Cada vez que hervimos un huevo, provocamos un cambio químico. Cuando se someten a una temperatura de alrededor de 100°C, la yema y la clara de huevo sufren cambios que alteran no solo su apariencia física sino también su composición química. Cuando se come, el huevo se transforma nuevamente por sustancias en el cuerpo llamadas enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de cambio químico. Lo que sucede durante la digestión depende de las propiedades químicas tanto de las enzimas como de los alimentos. Todas las propiedades medibles de la materia caen en una de dos categorías adicionales: propiedades extensivas y propiedades intensivas. El valor medido de una propiedad extensiva Hidrógeno que se quema en el aire para formar agua. depende de la cantidad de materia que se esté considerando. La masa, que es la cantidad de materia en una ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp muestra dada de una sustancia, es una propiedad extensiva. Más materia significa más masa. Los valores de la misma propiedad extensiva se pueden sumar. Por ejemplo, dos centavos de cobre tendrán una masa combinada que es la suma de las masas de cada centavo, y la longitud de dos canchas de tenis es la suma de las longitudes de cada cancha de tenis. El volumen, definido como la longitud al cubo, es otra propiedad extensiva. El valor de una cantidad extensiva depende de la cantidad de materia. El valor medido de una propiedad intensiva no depende de la cantidad de materia que se esté considerando. La densidad, definida como la masa de un objeto dividida por su volumen, es una propiedad intensiva. También lo es la temperatura. Suponga que tenemos dos vasos de precipitados que contienen cada uno 100 ml de agua a 25 °C. Si los combinamos para dar 200 ml de agua en un vaso de precipitados más grande, la temperatura de las cantidades combinadas de agua seguirá siendo de 25°C, la misma que estaba en dos vasos de precipitados separados. La densidad de las cantidades combinadas de agua también será la misma que las cantidades originales. La temperatura y la densidad del agua no dependen de la cantidad de agua presente. A diferencia de la masa, la longitud y el volumen, la temperatura y otras propiedades intensivas no son aditivas. Revisión de conceptos y hechos 1.6.1 El diagrama en (a) muestra un compuesto formado por átomos de dos elementos (representados por las esferas verde y roja) en estado líquido. ¿Cuál de los diagramas en (b)–(d) representa un cambio físico y qué diagramas representan un cambio químico? (a) (B) (C) 1.6.2 Determine cuáles de las siguientes propiedades son intensivas y cuáles son extenso. (a) La dureza del diamante es 10 en la escala de Mohs. (b) El punto de fusión del agua es 0°C. (c) Un cubo de plomo tiene una longitud de arista de 2,5 cm. (D) 11 Machine Translated by Google 12 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio 1.7 Medición Las medidas que hacen los químicos se utilizan a menudo en los cálculos para obtener otras cantidades relacionadas. Diferentes instrumentos nos permiten medir las propiedades de una sustancia: El metro mide longitud o escala; la bureta, la pipeta, la probeta graduada y el matraz aforado miden el volumen (Figura 1.8); la balanza mide la masa; el termómetro mide la temperatura. Estos instrumentos proporcionan mediciones de propiedades macroscópicas, que pueden determinarse directamente. Las propiedades microscópicas, a escala atómica o molecular, deben determinarse por un método indirecto, como veremos en el Capítulo 2. Una cantidad medida generalmente se escribe como un número con una unidad apropiada. Decir que la distancia entre Nueva York y San Francisco en automóvil a lo largo de cierta ruta es 5166 no tiene sentido. Debemos especificar que la distancia es de 5166 kilómetros. Lo mismo es cierto en química; Las unidades son esenciales para establecer las medidas correctamente. SI Unidos Durante muchos años, los científicos registraron las medidas en unidades métricas, que se relacionan decimalmente, es decir, por potencias de 10. Sin embargo, en 1960, la Conferencia General de Pesos y Medidas, la autoridad internacional en unidades, propuso un sistema métrico revisado llamado el Sistema Internacional de Unidades (abreviado SI, del francés Système Internationale d'Unites). La Tabla 1.2 muestra las siete unidades básicas del SI. Todas las demás unidades de medida se pueden derivar de estas unidades base. Al igual que las unidades métricas, las unidades SI se modifican en forma decimal mediante una serie de prefijos, como se muestra en la Tabla 1.3. Usaremos unidades métricas y SI en este libro. Figura 1.8 Algunos dispositivos de medición comunes que se encuentran en un laboratorio de química. Estos dispositivos no están dibujados a escala entre sí. Discutiremos los usos de estos dispositivos de medición en el Capítulo 4. Bureta Pipeta Cilindro graduado Matraz volumétrico Machine Translated by Google 13 1.7 Medición Tenga en cuenta que un prefijo métrico simplemente representa un número: Tabla 1.2 Unidades base SI 1 mm = 1 × 10ÿ3 m Cantidad base Nombre de la Unidad Longitud metro metro Masa kilogramo kg Hora segundo s Corriente eléctrica amperio A Temperatura Kelvin A Cantidad de sustancia lunar mol Intensidad luminosa vela CD Símbolo Un astronauta saltando sobre la superficie de la luna. Fuente: NASA Tabla 1.3 Prefijos utilizados con unidades SI Prefijo Símbolo Ejemplo Significado 1,000,000,000,000,000, o 1015 1 petámetro (Pm) = 1 × 1015 m 1,000,000,000,000, o 1012 1,000,000,000, 1 terameter (Tm) = 1 × 1012 m GRAMO o 109 1,000,000, o 106 1,000, o 103 1/10, 1 gigametro (Gm) = 1 × 109 m mega- METRO o 10-1 1/100, o 10-2 1 / 1,000, o 10-3 1 / 1 megámetro (Mm) = 1 × 106 m peso- a 1,000,000, o 10 ÿ6 1/1000000000 o 10ÿ9 1 kilómetro (km) = 1 × 103 m decidido D 1/1000000000000 o 10ÿ12 1 decímetro (dm) = 0,1 m centi- C 1/1000000000000000 o 10ÿ15 1 centímetro (cm) = 0,01 m Nacional- metro 1/1000000000000000000 o 10ÿ18 1 milímetro (mm) = 0,001 m mapa- PAGS tera- T giga- micro- µ 1 micrómetro (µm) = 1 × 10ÿ6 m nano- norte 1 nanómetro (nm) = 1 × 10ÿ9 m pico- pags femto- F 1 femtómetro (fm) = 1 × 10ÿ15 m actuar- a 1 atómetro (am) = 1 × 10ÿ18 m 1 picómetro (pm) = 1 × 10ÿ12 m Las medidas que utilizaremos con frecuencia en nuestro estudio de la química incluyen el tiempo, la masa, el volumen, la densidad y la temperatura. Masa y Peso Los términos "masa" y "peso" a menudo se usan indistintamente, aunque, estrictamente hablando, son cantidades diferentes. Mientras que la masa es una medida de la cantidad de materia en un objeto, el peso, técnicamente hablando, es la fuerza que la gravedad ejerce sobre un objeto. Una manzana que cae de un árbol es atraída hacia abajo por la gravedad de la Tierra. La masa de la manzana es constante y no depende de su ubicación, pero sí su peso. Por ejemplo, en la superficie de la luna, la manzana pesaría solo un sexto de lo que pesa en la Tierra, porque la gravedad de la luna es solo un sexto de la de la Tierra. La gravedad más pequeña de la luna permitió a los astronautas saltar con bastante libertad en su superficie a pesar de sus voluminosos trajes y equipos. Los químicos están interesados principalmente en la masa, que se puede determinar fácilmente con una balanza; el proceso de medir la masa, curiosamente, se llama pesaje. La unidad SI de masa es el kilogramo (kg). A diferencia de las unidades de longitud y tiempo, que se basan en procesos naturales que los científicos pueden repetir en cualquier lugar, el kilogramo se define en términos de un objeto en particular (Figura 1.9). En química, sin embargo, el gramo más pequeño (g) es más conveniente: Figura 1.9 El kilogramo prototipo está hecho de una aleación de platino e iridio. Se guarda en una bóveda en la Oficina Internacional de Pesos y Medidas en Sèvres, Francia. ¡En 2007 se descubrió que la aleación había perdido misteriosamente alrededor de 50 µg! 1 kg = 1000 g = 1 × 103 g ©Jacques Brinon/AP Imágenes Machine Translated by Google 14 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Volumen: 1000 cm3; 1000 ml; 1 dm3; 1L Volumen El volumen es un ejemplo de una cantidad medida con unidades derivadas. La unidad de volumen derivada del SI es el metro cúbico (m3 ). Generalmente, sin embargo, los químicos trabajan con volúmenes mucho más pequeños, como el centímetro cúbico (cm3 ) y el decímetro cúbico (dm3 ): 1 cm3 = (1 x 10ÿ2 m)3 = 1 x 10ÿ6 m3 1 dm3 = (1 x 10ÿ1 m)3 = 1 x 10ÿ3 m3 Otra unidad común de volumen es el litro (L). Un litro es el volumen que ocupa un decímetro cúbico. Un litro de volumen es igual a 1000 mililitros (mL) o 1000 cm3 : 1cm 10 cm = 1 dm 1 litro = 1000 ml Volumen: 1 cm3; 1ml = 1000 cm3 = 1 dm3 1cm Figura 1.10 Comparación de dos volúmenes, 1 mL y 1000 mL. y un mililitro es igual a un centimetro cubico: 1 ml = 1 cm3 La figura 1.10 compara los tamaños relativos de dos volúmenes. Aunque el litro no es una unidad SI, los volúmenes generalmente se expresan en litros y mililitros. Densidad La densidad es otra cantidad medida con unidades derivadas. La ecuación para la densidad es masa densidad = volumen Tabla 1.4 o Densidades de algunos Sustancias a 25°C metro Densidad Sustancia (g/cm3 ) re = V (1.1) Aire* 0.001 Etanol 0.79 donde d, m y V denotan densidad, masa y volumen, respectivamente. Debido a que la densidad es una Agua 1.00 propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, para una sustancia dada, la relación Grafito 2.2 de masa a volumen siempre permanece igual. En otras palabras, V aumenta a medida que m lo hace. Sal de mesa 2.2 La densidad suele disminuir con la temperatura. Aluminio 2.70 Diamante 3.5 extrañamente grande para la mayoría de las aplicaciones químicas. Por lo tanto, los gramos por Planchar 7.9 centímetro cúbico (g/cm3 ) y su equivalente, gramos por mililitro (g/mL), se usan más comúnmente para Guiar 11.3 Mercurio Oro 13.6 Osmio† 22.6 La unidad de densidad derivada del SI es el kilogramo por metro cúbico (kg/m3 ). Esta unidad es densidades sólidas y líquidas. Debido a que las densidades de los gases suelen ser muy bajas, las expresamos en unidades de gramos por litro (g/L): 19.3 1 g/cm3 = 1 g/mL = 1000 kg/m3 1 g/L = 0,001 g/mL *Medido a 1 atmósfera. † El osmio (Os) es el elemento más denso conocido. La tabla 1.4 enumera las densidades de varias sustancias. Machine Translated by Google 1.7 Medición 15 Los ejemplos 1.1 y 1.2 muestran cálculos de densidad. Ejemplo 1.1 El oro es un metal precioso que no es químicamente reactivo. Se utiliza principalmente en joyería, odontología y dispositivos electrónicos. Un trozo de lingote de oro con una masa de 301 g tiene un volumen de 15,6 cm3 . Calcular la densidad del oro. Solución Nos dan la masa y el volumen y nos piden que calculemos la densidad. Por lo tanto, de la Ecuación (1.1), escribimos metro re = V = 301g 15,6 cm3 = 19,3 g/cm3 Ejercicio de práctica Una pieza de platino metálico con una densidad de 21,5 g/cm3 tiene un volumen de . ¿Cuál es su masa? 4,49 cm3 Problemas similares: 1.23, 1.24. Barras de oro y disposición en Ejemplo 1.2 estado sólido de los átomos de oro. ©Imágenes Tetra/imágenes Getty La densidad del mercurio, el único metal que es líquido a temperatura ambiente, es de 13,6 g/mL. Calcule la masa de 5,50 mL del líquido. Solución Nos dan la densidad y el volumen de un líquido y nos piden que calculemos la masa del líquido. Reordenamos la Ecuación (1.1) para dar metro = re × V gramo = 13,6 × 5,50 ml ml = 74,8 gramos Ejercicio de práctica La densidad del ácido sulfúrico en cierta batería de automóvil es de 1.41 g/mL. Calcula la masa de 242 mL del líquido. Mercurio. Problemas similares: 1.23, 1.24. ©Educación McGraw-Hill/Stephen Frisch Tenga en cuenta que la escala Kelvin no tiene Escalas de temperatura el signo de grado. Además, las temperaturas Tres escalas de temperatura están actualmente en uso. Sus unidades son °F (grados Fahrenheit), °C (grados Celsius) y K (kelvin). La escala Fahrenheit define los puntos normales de congelación y ebullición del agua en exactamente 32 °F y 212 °F, respectivamente. La escala Celsius divide el rango entre el punto de congelación (0°C) y el punto de ebullición (100°C) del agua en 100 grados. Como muestra la tabla 1.2, el kelvin es la unidad básica de temperatura del SI: es la escala de temperatura absoluta . Por absoluta queremos decir que el cero en la escala Kelvin, denotado por 0 K, es la temperatura más baja que puede alcanzarse teóricamente. Por otro lado, 0°F y 0°C se basan en el comportamiento de una sustancia elegida arbitrariamente, el agua. La figura 1.11 compara las tres escalas de temperatura. El tamaño de un grado en la escala Fahrenheit es sólo 100/180, o 5/9, de un grado en la escala Celsius. Para convertir grados Fahrenheit a grados Celsius, escribimos 5°C ?°C = (°F ÿ 32°F) × 9°F (1.2) expresadas en kelvin nunca pueden ser negativas. Machine Translated by Google dieciséis Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Figura 1.11 Comparación de las tres escalas de temperatura: escalas Celsius, Fahrenheit y absoluta (Kelvin). Tenga en cuenta que hay 373K 100°C Punto de ebullición 212°F de agua 100 divisiones, o 100 grados, entre el punto de congelación y el punto de ebullición del agua en la escala Celsius, y hay 180 divisiones, o 180 grados, entre los mismos dos límites de temperatura en la escala Fahrenheit. La escala Celsius Cuerpo antes se llamaba escala centígrada. 310K 37°C 298K 25°C 98.6°F temperatura 77°F Habitación temperatura 273K 0°C Punto de congelación 32°F de agua Kelvin Celsius Fahrenheit La siguiente ecuación se utiliza para convertir grados Celsius a grados Fahrenheit: 9°F ?°F = × (°C) + 32°F 5°C (1.3) Tanto la escala Celsius como la escala Kelvin tienen unidades de igual magnitud; es decir, un grado Celsius equivale a un kelvin. Estudios experimentales han demostrado que el cero absoluto en la escala Kelvin equivale a ÿ273,15 °C en la escala Celsius. Por lo tanto, podemos usar la siguiente ecuación para convertir grados Celsius a kelvin: 1k ? K = (°C + 273,15°C) 1°C (1.4) Frecuentemente encontraremos necesario convertir entre grados Celsius y grados Fahrenheit y entre grados Celsius y kelvin. El ejemplo 1.3 ilustra estas conversiones. El ensayo Química en acción, "La importancia de las unidades", muestra por qué debemos ser cuidado con las unidades en el trabajo científico. Ejemplo 1.3 (a) Por debajo de la temperatura de transición de -141 °C, cierta sustancia se convierte en superconductora, lo que significa que conduce la electricidad sin resistencia. ¿Cuál es la temperatura en grados Fahrenheit? (b) El helio tiene el punto de ebullición más bajo de todos los elementos a ÿ452°F. Convierte esta temperatura a grados Celsius. (c) El mercurio, el único metal que existe en estado líquido a temperatura ambiente, se funde a -38,9 °C. Convierte su punto de fusión a kelvins. Imán suspendido sobre un superconductor Solución Estas tres partes requieren que realicemos conversiones de temperatura, por lo que que se enfría por debajo de su temperatura necesitamos las Ecuaciones (1.2), (1.3) y (1.4). Tenga en cuenta que la temperatura más baja en la de transición con nitrógeno líquido. escala Kelvin es cero (0 K); por lo tanto, nunca puede ser negativo. ©ktsimage/Getty Images (a) Esta conversión se lleva a cabo por escrito 9°F 5°C × (ÿ141°C) + 32°F = ÿ222°F (Continuado) Machine Translated by Google Machine Translated by Google 18 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Revisión de conceptos y hechos 1.7.1 La densidad del platino es de 21,45 g/cm3 . ¿Cuál es el volumen de un platino? muestra con una masa de 11.2 g? 1.7.2 El punto de fusión del adamantano es 518 °F. ¿En qué consiste este punto de fusión? Kelvin? 1.7.3 La densidad del cobre es de 8,94 g/cm3 a 20 °C y de 8,91 g/cm3 a 60 °C. ¿Esta disminución de la densidad es el resultado de cuál de los siguientes? (a) El metal se expande. (b) Los contratos de metales. (c) La masa del metal aumenta. (d) La masa del metal disminuye. 1.8 Manejo de números Habiendo repasado algunas de las unidades utilizadas en química, pasamos ahora a las técnicas para manejar números asociados con medidas: notación científica y cifras significativas. Notación cientifica Los químicos a menudo tratan con números que son extremadamente grandes o extremadamente pequeños. Por ejemplo, en 1 g del elemento hidrógeno hay aproximadamente 602,200,000,000,000,000,000,000 átomos de hidrógeno Cada átomo de hidrógeno tiene una masa de sólo 0.00000000000000000000000166 gramos Estos números son engorrosos de manejar y es fácil cometer errores al usarlos en cálculos aritméticos. Considere la siguiente multiplicación: 0.0000000056 × 0.00000000048 = 0.000000000000000002688 Sería fácil para nosotros perder un cero o agregar un cero más después del punto decimal. En consecuencia, cuando trabajamos con números muy grandes y muy pequeños, usamos un sistema llamado notación científica. Independientemente de su magnitud, todos los números se pueden expresar en la forma N × 10n donde N es un número entre 1 y 10, y n (el exponente) es un número entero positivo o negativo (número entero). Cualquier número expresado de esta forma se dice que está escrito en notación científica. Supongamos que se nos da un cierto número y se nos pide que lo expresemos en notación científica. Básicamente, esta tarea requiere que encontremos n. Contamos el número de lugares que se debe mover el punto decimal para dar el número N (que está entre 1 y 10). Si el punto decimal debe moverse hacia la izquierda, entonces n es un número entero positivo; si tiene que moverse a la derecha, n es un entero negativo. Los siguientes ejemplos ilustran el uso de la notación científica: (1) Exprese 568.762 en notación científica: 568,762 = 5,68762 × 102 Tenga en cuenta que el punto decimal se mueve a la izquierda dos lugares y n = 2. (2) Exprese 0.00000772 en notación científica: 0,00000772 = 7,72 × 10–6 Aquí el punto decimal se mueve a la derecha seis lugares y n = ÿ6. Machine Translated by Google 1.8 Manejo de números Tenga en cuenta los siguientes dos puntos. Primero, n = 0 se usa para números que no están expresados en notación científica. Por ejemplo, 74,6 × 100 (n = 0) equivale a 74,6. En segundo lugar, la práctica habitual es omitir el superíndice cuando n = 1. Por lo tanto, la notación científica para 74,6 es 7,46 × 10 y no 7,46 × 101 . A continuación, consideramos cómo se maneja la notación científica en las operaciones aritméticas. Adición y sustracción Para sumar o restar usando notación científica, primero escribimos cada cantidad, por ejemplo, N1 y N2, con el mismo exponente n. Luego combinamos N1 y N2; los exponentes siguen siendo los mismos. Considere los siguientes ejemplos: (7,4 × 103 ) + (2,1 × 103 ) = 9,5 × 103 (4,31 × 104 ) + (3,9 × 103 ) = (4,31 × 104 ) + (0,39 × 104 ) = 4,70 × 104 (2,22 × 10–2) – (4,10 × 10–3) = (2,22 × 10–2) – (0,41 × 10–2) = 1,81 × 10–2 Multiplicación y división Para multiplicar números expresados en notación científica, multiplicamos N1 y N2 de la forma habitual, pero sumamos los exponentes. Para dividir usando notación científica, dividimos N1 y N2 como de costumbre y restamos los exponentes. Los siguientes ejemplos muestran cómo se realizan estas operaciones: (8,0 × 104 ) × (5,0 × 102 ) = (8,0 × 5,0)(104+2) = 40 × 106 = 4,0 × 107 (4,0 × 10ÿ5) × (7,0 × 103 ) = (4,0 × 7,0)(10ÿ5+3) = 28 × 10ÿ2 = 2,8 × 10ÿ1 6,9 × 107 3,0 × 10ÿ5 = 6.9 × 107ÿ(ÿ5) 3.0 = 2,3 × 1012 8,5 × 104 5.0 × 109 = 8.5 × 104ÿ9 5.0 = 1,7 × 10ÿ5 Personajes importantes Excepto cuando todos los números involucrados son enteros (por ejemplo, al contar el número de estudiantes en una clase), a menudo es imposible obtener el valor exacto de la cantidad que se investiga. Por esta razón, las cifras significativas, que son los dígitos significativos de una cantidad medida o calculada, se utilizan para indicar el margen de error en una medición. Cuando se utilizan cifras significativas, se entiende que el último dígito es incierto. Por ejemplo, podríamos medir el volumen de una cantidad dada de líquido usando un cilindro graduado con una escala que da una incertidumbre de 1 mL en la medición. Si se encuentra que el volumen es de 6 mL, entonces el volumen real está en el rango de 5 mL a 7 mL. Representamos el volumen del líquido como (6 ± 1) mL. En este caso, solo hay una cifra significativa (el dígito 6) que es incierta por más o menos 1 mL. Para una mayor precisión, podríamos usar un cilindro graduado que tenga divisiones más finas, de modo que el volumen que medimos ahora tenga una incertidumbre de solo 0,1 ml. Si ahora se encuentra que el volumen del líquido es de 6,0 mL, podemos expresar la cantidad como (6,0 ± 0,1) mL, y el valor real está entre 5,9 mL y 6,1 mL. Podemos mejorar aún más Cualquier número elevado a la potencia cero es igual a uno. 19 Machine Translated by Google 20 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio el dispositivo de medición y obtener cifras más significativas, pero en todos los casos, el último dígito siempre es incierto; la cantidad de esta incertidumbre depende del dispositivo de medición particular que utilicemos. La figura 1.12 muestra un equilibrio moderno. Balanzas como esta están disponibles en muchos laboratorios de química general; miden fácilmente la masa de los objetos con cuatro decimales. Por lo tanto, la masa medida normalmente tendrá cuatro cifras significativas (por ejemplo, 0,8642 g) o más (por ejemplo, 3,9745 g). Hacer un seguimiento del número de cifras significativas en una medida como la masa garantiza que los cálculos que involucran los datos reflejen la precisión de la medida. Directrices para el uso de cifras significativas Siempre debemos tener cuidado en el trabajo científico para escribir el número adecuado de cifras significativas. Las siguientes reglas determinan cuántas cifras significativas tiene un número: Figura 1.12 Balanza de precisión con registrador digital Fisher Scientific A-200DS. ©James A. Prince/Fuente científica 1. Cualquier dígito que no sea cero es significativo. Así, 845 cm tiene tres cifras significativas, 1,234 kg tiene cuatro cifras significativas, y así sucesivamente. 2. Los ceros entre dígitos distintos de cero son significativos. Así, 606 m contiene tres cifras significativas, 40 501 kg contiene cinco cifras significativas, y así sucesivamente. 3. Los ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no son significativos. Su propósito es indicar la ubicación del punto decimal. Por ejemplo, 0,08 L contiene una cifra significativa, 0,0000349 g contiene tres cifras significativas y pronto. 4. Si un número es mayor que 1, entonces todos los ceros escritos a la derecha del punto decimal cuentan como cifras significativas. Así, 2,0 mg tiene dos cifras significativas, 40,062 ml tiene cinco cifras significativas y 3,040 dm tiene cuatro cifras significativas. Si un número es menor que 1, entonces solo los ceros que están al final del número y los ceros que están entre dígitos distintos de cero son significativos. Esto significa que 0,090 kg tiene dos cifras significativas, 0,3005 L tiene cuatro cifras significativas, 0,00420 min tiene tres cifras significativas y así sucesivamente. 5. Para los números que no contienen puntos decimales, los ceros finales (es decir, los ceros después del último dígito distinto de cero) pueden o no ser significativos. Así, 400 cm puede tener una cifra significativa (el dígito 4), dos cifras significativas (40) o tres cifras significativas (400). No podemos saber cuál es correcto sin más información. Sin embargo, al usar la notación científica, evitamos esta ambigüedad. Punto caliente para estudiantes En este caso particular, podemos expresar el número 400 como 4 × 102 para una cifra significativa, 4,0 × Los datos del estudiante indican que usted puede 102 para dos cifras significativas o 4,00 × 102 para tres cifras significativas. lucha con las cifras significativas. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. El ejemplo 1.4 muestra la determinación de cifras significativas. Ejemplo 1.4 Determine el número de cifras significativas en las siguientes medidas: (a) 394 cm, (b) 5,03 g, (c) 0,714 m, (d) 0,052 kg, (e) 2,720 × 1022 átomos, (f) 3000 ml. Solución (a) Tres entre , porque cada dígito es un dígito distinto de cero. (b) Tres , porque ceros dígitos distintos de cero son significativos. (c) Tres dígitos , porque ceros a la izquierda del primero distintos de cero no cuentan como cifras significativas. (d) Dos. La misma razón que en (c). (e) . Como el número escomo mayor quesignificativas. uno, todos los ceros a la derecha Cuatro puntos decimales cuentan cifras (f) Este esescritos un caso ambiguo. El de (Continuado) Machine Translated by Google 1.8 Manejo de números 21 número de cifras significativas puede ser cuatro (3.000 × 103 ), tres (3.00 × 103 ), dos (3.0 × 103 ), o uno (3 × 103 ). Este ejemplo ilustra por qué se debe usar la notación científica para mostrar el número adecuado de cifras significativas. Ejercicio de práctica Determine el número de cifras significativas en cada una de las siguientes medidas: (a) 35 mL, (b) 2008 g, (c) 0.0580 m3 , (d) 7,2 × 104 moléculas, (e) 830 kg. Problemas similares: 1.35, 1.36. Un segundo conjunto de reglas especifica cómo manejar las cifras significativas en los cálculos. 1. En sumas y restas, la respuesta no puede tener más dígitos a la derecha del punto decimal que cualquiera de los números originales. Considere estos ejemplos: 89.332 + 1.1 ÿ un dígito después del punto decimal 90.432 ÿ redondea a 90.4 2.097 ÿ 0.12 ÿ dos dígitos después del punto decimal 1.977 ÿ redondea a 1.98 El procedimiento de redondeo es el siguiente. Para redondear un número en un punto determinado, simplemente eliminamos los dígitos que siguen si el primero de ellos es menor que 5. Así, 8,724 se redondea a 8,72 si queremos solo dos dígitos después del punto decimal. Si el primer dígito que sigue al punto de redondeo es igual o mayor que 5, le sumamos 1 al dígito anterior. Por lo tanto, 8,727 se redondea a 8,73 y 0,425 se redondea a 0,43. 2. En la multiplicación y división, el número de cifras significativas en el producto final o cociente se determina por el número original que tiene el menor número de cifras significativas. Los siguientes ejemplos ilustran esta regla: 2,8 × 4,5039 = 12,61092 ÿ redondea a 13 6.85 112.04 = 0,0611388789 ÿ redondea a 0,0611 3. Tenga en cuenta que se puede considerar que los números exactos obtenidos de definiciones o contando números de objetos tienen un número infinito de cifras significativas. Por ejemplo, la pulgada se define como exactamente 2,54 centímetros; es decir, 1 pulgada = 2,54 cm Por lo tanto, el "2,54" en la ecuación no debe interpretarse como un número medido con tres cifras significativas. En los cálculos que involucran la conversión entre "in" y "cm", tratamos tanto "1" como "2.54" como si tuvieran un número infinito de cifras significativas. De manera similar, si un objeto tiene una masa de 5.0 g, entonces la masa de nueve de esos objetos es Punto caliente para estudiantes 5,0 g × 9 = 45 g Los datos del estudiante indican que usted puede La respuesta tiene dos cifras significativas porque 5.0 g tiene dos cifras significativas. El número 9 es exacto y no determina el número de cifras significativas. El ejemplo 1.5 muestra cómo se manejan las cifras significativas en las operaciones aritméticas. Ejemplo 1.5 Realice las siguientes operaciones aritméticas con el número correcto de cifras significativas: (a) 12 343,2 g + 0,1893 g, (b) 55,67 L ÿ 2,386 L, (c) 7,52 m × 6,9232, (d) 0,0239 kg ÷ 46,5 mL, ( e) 5,21 × 103 cm + 2,92 × 102 cm. (Continuado) lucha con el manejo de cifras significativas en los cálculos. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Machine Translated by Google 22 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Solución En sumas y restas, el número de lugares decimales en la respuesta está determinado por el número que tiene el menor número de lugares decimales. En la multiplicación y división, el número significativo de la respuesta está determinado por el número que tiene el menor número de cifras significativas. (a) 12.343,2 gramos + 0.1893g 12.343,3893 g ÿ redondear a 12.343,4 g (b) 55,67 L ÿ 2.386 litros 53.284 L ÿredondear a 53.28 L (c) 7,52 m × 6,9232 = 52,06246 m ÿ redondear a 52,1 m 0,0239 kg (d) = 0,0005139784946 kg/mL ÿredondear a 0,000514 kg/mL o 5,14 × 10ÿ4 kg/mL 46,5 ml (e) Primero cambiamos 2,92 × 102 cm a 0,292 × 103 cm y luego realizamos la suma (5,21 cm + 0,292 cm) × 103 . Siguiendo el procedimiento en (a), encontramos que la respuesta es 5,50 × 103 cm. Ejercicio de práctica Realice las siguientes operaciones aritméticas y redondee las respuestas al número apropiado de cifras significativas: (a) 26,5862 L + 0,17 L, (b) 9,1 g ÿ 4,682 g, (c) 7,1 × 104 dm × 2,2654 × 102 dm, (d) 6,54 g ÷ 86,5542 ml, (e) (7,55 × 104 m) ÿ (8,62 × 103 m). Problemas similares: 1.37, 1.38. El procedimiento de redondeo anterior se aplica a los cálculos de un paso. En los cálculos en cadena , es decir, los cálculos que involucran más de un paso, podemos obtener una respuesta diferente dependiendo de cómo redondeemos. Considere los siguientes cálculos de dos pasos: Primer paso: A × B = C Segundo paso: C × D = E Supongamos que A = 3,66, B = 8,45 y D = 2,11. Según redondeemos C a tres o cuatro cifras significativas, obtenemos un número diferente para E: Método 1 Método 2 3,66 × 8,45 = 30,9 30,9 × 2,11 = 65,2 3,66 × 8,45 = 30,93 30,93 × 2,11 = 65,3 Sin embargo, si hubiéramos realizado el cálculo como 3,66 × 8,45 × 2,11 en una calculadora sin redondear la respuesta intermedia, habríamos obtenido 65,3 como respuesta para E. Aunque reteniendo un dígito adicional más allá del número de cifras significativas para los pasos intermedios ayudan a eliminar errores de redondeo, este procedimiento no es necesario para la mayoría de los cálculos porque la diferencia entre las respuestas suele ser bastante pequeña. Por lo tanto, para la mayoría de los ejemplos y problemas de fin de capítulo donde se informan respuestas intermedias, se redondearán todas las respuestas, intermedias y finales. Exactitud y precisión Al analizar medidas y cifras significativas, es útil distinguir entre exactitud y precisión. La precisión nos dice qué tan cerca está una medida del valor real de la cantidad que se midió. La precisión se refiere a qué tan cerca están de acuerdo dos o más medidas de la misma cantidad (Figura 1.13). Machine Translated by Google 1.9 Análisis dimensional en la resolución de problemas 23 Figura 1.13 La distribución de agujeros formados por dardos en un tablero de dardos muestra la diferencia entre preciso y exacto. (a) Buena exactitud y buena precisión. (b) Mala exactitud y buena precisión. (c) Baja exactitud y poca precisión. (a) (B) (C) La diferencia entre exactitud y precisión es sutil pero importante. Suponga, por ejemplo, que se pide a tres estudiantes que determinen la masa de un trozo de alambre de cobre. Los resultados de tres pesajes sucesivos por cada alumno son Estudiante A Estudiante B Valor promedio Estudiante C 1.964g 1.970g 2.000g 1.971g 1.972g 2.002g 1.978g 1.968g 2.001g 1.971g 1.970g 2.001g La masa verdadera del alambre es de 2.000 g. Por lo tanto, los resultados del estudiante B son más precisos que los del Estudiante A (1,970 g, 1,972 g y 1,968 g se desvían menos de 1,970 g que 1,964 g, 1,971 g y 1,978 g de 1,971 g), pero ningún conjunto de resultados es muy preciso. Los resultados del estudiante C no solo son los más precisos, sino también los más precisos, porque el valor promedio es el más cercano al valor real. Las mediciones de alta precisión también suelen ser precisas. Por otro lado, las mediciones altamente precisas no necesariamente garantizan resultados precisos. Por ejemplo, una regla métrica incorrectamente calibrada o una balanza defectuosa pueden dar lecturas precisas erróneas. Revisión de conceptos y hechos 1.8.1 Da la longitud del lápiz con las cifras significativas adecuadas de acuerdo con las dos reglas que usas para la medición. 1.8.2 Un estudiante mide la densidad de una aleación con los siguientes resultados: 10,28 g/ cm3 , 9,97 g/cm3el, valor 10,22promedio g/cm3 , 10,15 de la g/cm3 densidad? , 9,94 g/cm3 . ¿Cómo se debe informar 1.8.3 Se realizaron cuatro mediciones de masa de un cubo de metal usando un laboratorio equilibrio. Los resultados son 24,02 g, 23,99 g, 23,98 gy 23,97 g. La masa real del cubo de metal es de 25,00 g. ¿Son precisas las medidas de masa? ¿Son precisas las medidas de masa? 1.9 Análisis dimensional en la resolución de problemas Las mediciones cuidadosas y el uso adecuado de cifras significativas, junto con los cálculos correctos, producirán resultados numéricos precisos. Pero para que sean significativas, las respuestas también deben expresarse en las unidades deseadas. Usamos el análisis dimensional (también llamado análisis Machine Translated by Google 24 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio método de etiqueta de factor) para convertir entre unidades en la resolución de problemas de química. El análisis dimensional se basa en la relación entre diferentes unidades que expresan la misma cantidad física. Por ejemplo, por definición 1 in = 2,54 cm (exactamente). Esta equivalencia nos permite escribir un factor de conversión de la siguiente manera: 1 en 2,54cm Debido a que tanto el numerador como el denominador expresan la misma longitud, esta fracción es igual a 1. De manera similar, podemos escribir el factor de conversión como 2,54cm 1 en que también es igual a 1. Los factores de conversión son útiles para cambiar unidades. Así, si deseamos convertir una longitud expresada en pulgadas a centímetros, multiplicamos la longitud por el factor de conversión apropiado. 2,54cm = 30,48 cm 12.00 en × 1 en Elegimos el factor de conversión que cancela la unidad pulgadas y produce la unidad deseada, centímetros. Tenga en cuenta que el resultado se expresa en cuatro cifras significativas porque 2,54 es un número exacto. A continuación, consideremos la conversión de 57,8 metros a centímetros. Este problema se puede expresar como ? cm = 57,8 metros Por definición, 1 cm = 1 × 10–2 m Debido a que estamos convirtiendo "m" a "cm", elegimos el factor de conversión que tiene metros en el denominador, 1cm 1 × 10ÿ2 m y escribe la conversión como 1cm ? cm = 57,8 metros × 1 × 10ÿ2 m = 5780 centímetros = 5,78 × 103 cm Tenga en cuenta que la notación científica se utiliza para indicar que la respuesta tiene tres cifras significativas. Nuevamente, el factor de conversión 1 cm/1 × 10ÿ2 m contiene números exactos; por lo tanto, no afecta el número de cifras significativas. En general, para aplicar el análisis dimensional usamos la relación cantidad dada × factor de conversión = cantidad deseada y las unidades se cancelan de la siguiente manera: unidad deseada Recuerda que en el numerador aparece la unidad que queremos y la que queremos = unidad deseada unidad dada × unidad dada cancelar aparece en el denominador. En el análisis dimensional, las unidades se llevan a cabo a lo largo de toda la secuencia de cálculos. Por lo tanto, si la ecuación se configura correctamente, todas las unidades se cancelarán excepto la deseada. Si este no es el caso, entonces se debe haber cometido un error en alguna parte y, por lo general, se puede detectar revisando la solución. Machine Translated by Google 1.9 Análisis dimensional en la resolución de problemas 25 Una nota sobre la resolución de problemas En este punto, ha sido introducido a la notación científica, las cifras significativas y el análisis dimensional, que lo ayudarán a resolver problemas numéricos. La química es una ciencia experimental y muchos de los problemas son de naturaleza cuantitativa. La clave del éxito en la resolución de problemas es la práctica. Así como un corredor de maratón no puede prepararse para una carrera simplemente leyendo libros sobre carreras y un pianista no puede dar un concierto exitoso solo memorizando la partitura musical, no puede estar seguro de su comprensión de la química sin resolver problemas. Los siguientes pasos le ayudarán a mejorar su habilidad para resolver problemas numéricos. 1. Lee atentamente la pregunta. Comprender la información que se le da y lo que se le pide que resuelva. Con frecuencia es útil hacer un boceto que le ayude a visualizar la situación. 2. Encuentra la ecuación apropiada que relacione la información dada y la cantidad desconocida. A veces, resolver un problema requerirá más de un paso y es posible que deba buscar cantidades en tablas que no se proporcionan en el problema. A menudo se necesita un análisis dimensional para realizar conversiones. 3. Verifique su respuesta para el signo, las unidades y las cifras significativas correctas. 4. Una parte muy importante de la resolución de problemas es poder juzgar si la respuesta es razonable. Es relativamente fácil detectar un signo incorrecto o unidades incorrectas. Pero si un número (por ejemplo, 9) se coloca incorrectamente en el denominador en lugar de en el numerador, la respuesta sería demasiado pequeña incluso si el signo y las unidades de la cantidad calculada fueran correctos. Punto caliente para estudiantes 5. Una forma rápida de verificar la respuesta es redondear los números en el cálculo de tal manera que se simplifique la aritmética. La respuesta que obtenga no será exacta, pero se acercará a la correcta. Los datos del estudiante indican que usted puede lucha con los factores de conversión. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Ejemplo 1.6 La ingesta diaria promedio de glucosa (una forma de azúcar) de una persona es de 0.0833 libras (lb). ¿Cuál es esta masa en miligramos (mg)? (1 libra = 453,6 g.) Estrategia El problema se puede plantear como Las tabletas de glucosa pueden ? miligramos = 0,0833 libras proporcionar a los diabéticos un método La relación entre libras y gramos se da en el problema. Esta relación permitirá la conversión de libras a gramos. Luego se necesita una conversión métrica para convertir gramos a miligramos (1 mg = 1 × 10ÿ3 rápido para elevar sus niveles de azúcar en la sangre. ©Leonard Lessin/Fuente científica g). Organice los factores de conversión apropiados para que las libras y los gramos se cancelen y la unidad miligramos se obtenga en Tu respuesta. Los factores de conversión para algunas de las unidades del sistema inglés comúnmente utilizadas en los Solución La secuencia de conversiones es Estados Unidos para medidas no científicas (por ejemplo, libras y pulgadas) se proporcionan en la lista de Relaciones y factores de conversió libras ÿ gramos ÿ miligramos Usando los siguientes factores de conversión 453,6g 1 libra y 1 mg 1 × 10ÿ3 gramos (Continuado) Machine Translated by Google 26 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio obtenemos la respuesta en un solo paso: 453,6 g? × mg = 0,0833 libras × 1 libra 1 mg = 3,78 × 104 mg 1 × 10ÿ3 g Comprobación Como estimación, observamos que 1 lb son aproximadamente 500 g y que 1 g = 1000 mg. Por lo tanto, 1 libra es aproximadamente 5 × 105 mg. Redondeando 0,0833 lb a 0,1 lb, obtenemos 5 × 104 mg, que se acerca a la cantidad anterior. Ejercicio de práctica Un rollo de papel de aluminio tiene una masa de 1,07 kg. ¿Cuál es su masa en libras? Problema similar: 1.47. Como ilustran los ejemplos 1.7 y 1.8, los factores de conversión se pueden elevar al cuadrado o al cubo en el análisis dimensional. Ejemplo 1.7 Un tanque de almacenamiento de helio líquido tiene un volumen de 275 L. ¿Cuál es el volumen en m3 ? Estrategia El problema se puede plantear como ? m3 = 275 litros ¿Cuántos factores de conversión se necesitan para este problema? Recuerda que 1 L = 1000 cm3 y 1 cm = 1 × 10ÿ2 m. Solución Necesitamos dos factores de conversión aquí: uno para convertir litros a cm3 y otro a convertir centimetros a metros: 1000 cm3 1L y 1 × 10ÿ2 m 1cm Debido a que la segunda conversión trata con la longitud (cm y m) y aquí queremos volumen, por lo tanto, debe elevarse al cubo para dar 1 × 10ÿ2 m Un tanque de almacenamiento criogénico para helio líquido. ©Charles Falco/Fuente científica 1cm 1 × 10ÿ2 m 1cm × 3 1 × 10ÿ2 m 1cm = ( 1 × 10ÿ2 cm )m 1 Esto significa que 1 cm3 = 1 × 10ÿ6 m3 . Ahora podemos escribir 1000 cm3 ? m3 = 275 litros × 1L Recuerda que cuando una unidad se eleva a una potencia, cualquier factor de conversión que utilices también debe elevarse a esa potencia. × 3 = 0,275 m3 × ( 1 × 10ÿ2 cm )m 1 Comprobación A partir de los factores de conversión anteriores, puede demostrar que 1 L = 1 × 10ÿ3 . , Cuál es el m3 Por lo tanto, un tanque de almacenamiento de 275 L sería igual a 275 × 10ÿ3 m3 o 0,275 m3 respuesta. Ejercicio de práctica El volumen de una habitación es 1,08 × 108 dm3 . ¿Cuál es el volumen en m3 ? Problema similar: 1.52(d). Ejemplo 1.8 El nitrógeno líquido se obtiene del aire licuado y se utiliza para preparar productos congelados y en investigaciones a baja temperatura. La densidad del líquido en su punto de ebullición (ÿ196 °C o 77 K) es de 0,808 g/cm3 . Convierta la densidad a unidades de kg/m3 . (Continuado) Machine Translated by Google 1.10 Resolución de problemas del mundo real: información, suposiciones y simplificaciones 27 Estrategia El problema se puede plantear como ? kg/m3 = 0,808 g/cm3 . Recuerdo Se requieren dos conversiones separadas para este problema: g ÿ kg y cm3 ÿ m3 que 1 kg = 1000 g y 1 cm = 1 × 10ÿ2 m. . Los factores de conversión son Solución En el Ejemplo 1.7 vimos que 1 cm3 = 1 × 10ÿ6 m3 1 kilogramo 1 cm3 y 1x10ÿ6 m3 _ 1000g El nitrógeno líquido se utiliza para alimentos Por fin, congelados e investigación a baja temperatura. 0,808g ? kg/m3 = 1 cm3 × 1 kilogramo × 1000 gramos 1 cm3 ©Charles D. Winters/Fuente científica 1x10ÿ6 m3 _ = 808kg/m3 Comprueba Porque 1 m3 = 1 × 106 cm3 , esperaríamos mucha más masa en 1 m3 que en 1 cm3 . Por lo tanto, la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica La densidad del metal más ligero, el litio (Li), es 5,34 × 102 kg/m3 . Convierte la densidad a g/cm3 . Problema similar: 1.53. Revisión de conceptos y hechos 1.9.1 ¿Cuál es la respuesta correcta con el número apropiado de unidades y cifras significativas para el siguiente cálculo de conversión de energía? 1.000J 3,54 × 1012 ergio × 1000 × 107 ergio × 1.000 cal 4.184J × 1 kcal = 1000 cal 1.9.2 ¿Cuál es el volumen en L de una muestra de benceno de 1,24 kg (densidad = 0,876 g/mL)? 1.9.3 El calor de combustión del TNT es de 14,5 MJ/kg. ¿Qué es este calor de combustión en J/g? 1.10 Resolución de problemas del mundo real: información, suposiciones y simplificaciones En química, como en otras disciplinas científicas, no siempre es posible resolver exactamente un problema numérico. Hay muchas razones por las que este es el caso; por ejemplo, nuestra comprensión de una situación no es completa o los datos no están completamente disponibles. En estos casos, debemos aprender a hacer una conjetura inteligente. Este enfoque a veces se denomina "estimaciones aproximadas", que son cálculos simples y rápidos que se pueden hacer en el "reverso de un sobre". Como puede imaginar, en muchos casos las respuestas son solo estimaciones de orden de magnitud.† En la mayoría de los problemas de ejemplo que ha visto hasta ahora, así como en las preguntas dadas al final de este capítulo y los siguientes, se proporciona la información necesaria; sin embargo, para resolver problemas importantes del mundo real, como los relacionados con la medicina, la energía y la agricultura, debe poder determinar qué información se necesita y dónde encontrarla. Gran parte de la información que pueda necesitar se puede encontrar en las diversas tablas ubicadas a lo largo del texto, y una lista de tablas y documentos importantes † Un orden de magnitud es un factor de 10. Machine Translated by Google 28 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Las cifras se dan en el Índice de Figuras y Tablas Importantes. En muchos casos, sin embargo, deberá acudir a fuentes externas para encontrar la información que necesita. Si bien Internet es una forma rápida de encontrar información, debe cuidar que la fuente sea confiable y esté bien referenciada. Una excelente fuente es el Instituto Nacional de Estándares y Tecnología (NIST). Para saber qué información necesita, primero deberá formular un plan para resolver el problema. Además de las limitaciones de las teorías utilizadas en la ciencia, normalmente se hacen suposiciones al plantear y resolver los problemas basados en esas teorías. Sin embargo, estas suposiciones tienen un precio, ya que la precisión de la respuesta se reduce con el aumento de simplificaciones del problema, como se ilustra en el ejemplo 1.9. Ejemplo 1.9 La “mina” de un lápiz moderno en realidad está compuesta principalmente de grafito, una forma de carbono. Estime la masa del núcleo de grafito en un lápiz estándar No. 2 antes de afilarlo. Estrategia Suponga que la punta del lápiz se puede aproximar a un cilindro. La medida de un lápiz típico sin punta da una longitud de unos 18 cm (restando la longitud de la cabeza del borrador) y un diámetro de aproximadamente 2 mm para la mina. El volumen de un cilindro V viene dado por V = ÿr2 l, donde r es el radio y l es la longitud. Suponiendo que el plomo es grafito puro, puede calcular la masa del plomo a partir del volumen utilizando la densidad del grafito que se indica en la tabla 1.4. Solución Al convertir el diámetro del cable a unidades de cm se obtiene 2 mm × 1cm 10mm = 0,2 cm que, junto con la longitud de la mina, da 2 × 18cm V = ÿ (0,2 cm 2) = 0,57 cm3 Reordenando la Ecuación (1.1) da metro = re × V gramo = 2,2 × 0,573 cm3 = 1 gramo Comprobar Redondeando los valores utilizados para calcular el volumen del plomo da 3 × (0,1 cm)2 × 20 cm = 0,6 cm3. Multiplicando ese volumen por aproximadamente 2 g/cm3 da alrededor de 1 g, lo que concuerda con el valor recién calculado. Ejercicio de práctica Estime la masa de aire en una pelota de ping-pong. Problemas similares: 1.105, 1.106, 1.114. Considerando el ejemplo 1.9, incluso si las dimensiones de la punta del lápiz se midieran con mayor precisión, la exactitud de la respuesta final estaría limitada por las suposiciones hechas al modelar este problema. La mina de lápiz es en realidad una mezcla de grafito y arcilla, donde las cantidades relativas de los dos materiales determinan la suavidad de la mina, por lo que es probable Probablemente que la densidad del material sea diferente de 2,2 g/cm3 . podría encontrar un mejor valor para la densidad de la mezcla utilizada para hacer los lápices No. 2, pero no vale la pena el esfuerzo en este caso. Machine Translated by Google Resumen de conceptos y hechos 29 Objetivos de aprendizaje ÿ Resumir los pasos del método científico. (Sección 1.3) ÿ Distinguir entre datos cualitativos y cuantitativos. (Sección 1.3) ÿ Clasificar la materia en sustancias o mezclas. (Sección 1.4) ÿ Diferenciar entre mezclas homogéneas y heterogéneas. (Sección 1.4) ÿ Categorizar sustancias como elementos o compuestos. (Sección 1.4) ÿ Comparar y contrastar los tres estados de la materia. (Sección 1.5) ÿ Evaluar las propiedades de la materia ya sea como químicas o físicas. (Sección 1.6) ÿ Identificar las propiedades de la materia como extensivas o intensivas. (Sección 1.6) ÿ Usar prefijos de unidades SI. (Sección 1.7) ÿ Emplear medidas como masa, volumen y densidad en los cálculos. (Sección 1.7) ÿ Realizar conversiones entre las diferentes escalas de temperatura. (Sección 1.7) ÿ Aplicar reglas de cifras significativas en los cálculos. (Sección 1.8) ÿ Discriminar entre exactitud y precisión. (Sección 1.8) ÿ Manipular factores de conversión en problemas de análisis dimensional. (Sección 1.9) ÿ Resolver problemas utilizando análisis dimensional. (Sección 1.9) ecuaciones clave metro re = V (1.1) Ecuación para la densidad 5°C ?°C = (°F ÿ 32°F) × ?°F = (1.2) Conversión de °F a °C × (°C) + 32°F (1.3) 5°C Conversión de °C a °F 9°F 9°F 1k ? K = (°C + 273,15°C) 1°C (1.4) Convertir °C a K Resumen de conceptos y hechos 1. El estudio de la química implica tres pasos básicos: observación, representación e interpretación. sustancias Las mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, pueden separarse en componentes puros por medios físicos. La observación se refiere a las mediciones en el mundo macroscópico; la representación implica el uso de símbolos de notación abreviados y ecuaciones para la comunicación; las interpretaciones se basan en átomos y moléculas, que pertenecen al mundo microscópico. 2. El método científico es un enfoque sistemático de la investigación que comienza con la recopilación de información a través de la observación y las mediciones. En el proceso, se elaboran y prueban hipótesis, leyes y teorías. 3. Los químicos estudian la materia y los cambios que sufre. Las sustancias que componen la materia tienen propiedades físicas únicas que pueden observarse sin cambiar su identidad y propiedades químicas únicas que, cuando se demuestran, sí cambian la identidad de la sustancia. 4. Las sustancias más simples en química son los elementos. Los compuestos se forman por la combinación química de átomos de diferentes elementos en proporciones fijas. 5. Todas las sustancias, en principio, pueden existir en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. La interconversión entre estos estados puede efectuarse cambiando la temperatura. 6. Las unidades SI se usan para expresar cantidades físicas en todos ciencias, incluida la química. 7. Los números expresados en notación científica tienen la forma N × 10n , donde N está entre 1 y 10, y n es un número entero positivo o negativo. La notación científica nos ayuda a manejar cantidades muy grandes y muy pequeñas. Machine Translated by Google 30 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Palabras clave Precisión, pág. 22 Mezcla homogénea, pág. 7 Propiedades macroscópicas, pág. 12 Cuantitativo, pág. 4 Propiedad química, pág. 11 Hipótesis, pág. 5 Misa, pág. 11 Método científico, pág. 4 Química, pág. 2 Propiedad intensiva, pág. 11 Materia, pág. 7 Cifras significativas, pág. 19 Compuesto, pág. 8 Sistema Internacional de Unidades Propiedades microscópicas, pág. 12 Sustancia, pág. 7 Mezcla, pág. 7 Teoría, pág. 5 Densidad, pág. 11 (SI), pág. 12 Elemento, pág. 7 Kelvin, pág. 15 Propiedad física, pág. 10 Volumen, pág. 11 Propiedad extensiva, pág. 11 Ley, pág. 5 Precisión, pág. 22 Peso, pág. 13 Mezcla heterogénea, pág. 7 Litro, pág. 14 Cualitativo, pág. 4 Preguntas y problemas Problemas numerados en rojo resueltos en Student Solutions Manual 1.10 Dé los símbolos químicos de los siguientes elementos: (a) cesio, (b) germanio, (c) galio, (d) estroncio, (e) uranio, (f) selenio, 1.3 El método científico (g) neón, (h) cadmio . (Consulte la Tabla 1.1 y el interior de la portada). Preguntas de revisión 1.1 Explique qué se entiende por método científico. 1.11 1.2 ¿Cuál es la diferencia entre datos cualitativos y ¿datos cuantitativos? Problemas 1.3 Clasifique cada una de las siguientes sustancias como elemento o compuesto: (a) hidrógeno, (b) agua, (c) oro, (d) azúcar. 1.12 Clasifique cada uno de los siguientes como elemento, compuesto, mezcla homogénea o mezcla heterogénea: (a) agua de un pozo, (b) gas argón, (c) sacarosa, (d) una botella de vino Clasifique las siguientes declaraciones como cualitativas o cuantitativas, dando sus razones. (a) El sol está tinto , (e) sopa de fideos con pollo, (f) sangre que fluye en un aproximadamente a 93 millones de millas de la Tierra. (b) capilar, (g) ozono. Leonardo da Vinci fue mejor pintor que Miguel Ángel. (c) El hielo es menos denso que el agua. (d) La mantequilla sabe mejor que la margarina. (e) Una puntada a tiempo ahorra nueve. 1.4 1.5 Los tres estados de la materia Preguntas de revisión Clasifique cada uno de los siguientes enunciados como una hipótesis, una ley o una teoría. (a) La contribución de Beethoven a la música habría sido mucho mayor si se hubiera 1.13 Identifique cada uno de los diagramas que se muestran aquí como gas, líquido o sólido. casado. (b) Una hoja de otoño gravita hacia el suelo porque hay una fuerza de atracción entre la hoja y la Tierra. (c) Toda la materia está compuesta de partículas muy pequeñas llamadas átomos. 1.4 Clasificaciones de la materia Preguntas de revisión (a) 1.5 Dé un ejemplo para cada uno de los siguientes términos: (a) materia, (b) sustancia, (c) mezcla. 1.6 Da un ejemplo de una mezcla homogénea y un ejemplo de una mezcla heterogénea. 1.7 (C) 1.14 Explique cómo las distancias entre partículas cambian típicamente con diferentes estados de la materia. Da un ejemplo de un elemento y un compuesto. ¿En qué se diferencian los elementos y los compuestos? 1.8 ¿Cuál es el número de elementos conocidos? Problemas 1.9 (B) Dé los nombres de los elementos representados por los 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia Preguntas de revisión 1.15 Usando ejemplos, explique la diferencia entre una propiedad física y una propiedad química. 1.16 ¿En qué se diferencia una propiedad intensiva de una propiedad símbolos químicos Li, F, P, Cu, As, Zn, Cl, Pt, Mg, U, Al, Si, Ne. (Consulte la Tabla 1.1 y la lista de Los elementos con sus extensiva? ¿Cuáles de las siguientes propiedades son símbolos y masas atómicas). temperatura, (d) masa. intensivas y cuáles extensivas? (a) longitud, (b) volumen, (c) Machine Translated by Google Preguntas y problemas Problemas 1.17 ¿Las siguientes afirmaciones describen propiedades químicas o físicas? (a) El oxígeno gaseoso apoya la combustión. (b) Los 31 1.27 Convierta las siguientes temperaturas a kelvin: (a) 113 °C, el punto de fusión del azufre, (b) 37 °C, la temperatura normal del cuerpo, (c) 357 °C, el punto de ebullición del mercurio. fertilizantes ayudan a aumentar la producción agrícola. (c) El agua hierve por debajo de 100°C en la cima de una montaña. (d) El plomo es más denso que el aluminio. (e) El uranio es un elemento radiactivo. 1.18 ¿Cada uno de los siguientes describe un cambio físico o un cambio 1.28 Convierta las siguientes temperaturas a grados Celsius: (a) 77 K, el punto de ebullición del nitrógeno líquido, (b) 4,2 K, el punto de ebullición del helio líquido, (c) 601 K, el punto de fusión del plomo. químico? (a) El gas helio dentro de un globo tiende a escaparse después de algunas horas. 1.8 Manejo de números (b) El haz de luz de una linterna se atenúa lentamente y Preguntas de revisión finalmente se apaga. (c) El jugo de naranja congelado se 1.29 ¿Cuál es la ventaja de usar la notación científica sobre la notación decimal? reconstituye agregándole agua. (d) El crecimiento de las plantas depende de la energía del sol en un proceso llamado fotosíntesis. (e) Una cucharada de sal de mesa se disuelve en 1.30 Defina cifra significativa. Discutir la importancia de usar el número apropiado de cifras significativas en mediciones y cálculos. un plato de sopa. 1.7 Medición Preguntas de revisión 1.19 Nombre las unidades básicas del SI que son importantes en química. Dé las unidades SI para expresar lo siguiente: (a) longitud, (b) volumen, (c) masa, (d) tiempo, (e) energía, (f) temperatura. 1.20 Escriba los números representados por los siguientes prefijos: (a) mega-, (b) kilo-, (c) deci-, (d) centi-, (e) mili-, (f) micro-, (g) nano -, (h) pico-. 1.21 ¿Qué unidades usan normalmente los químicos para la densidad de líquidos y sólidos? ¿Para la densidad del gas? Explique las diferencias. 1.22 Describa las tres escalas de temperatura que se usan en el laboratorio y en la vida cotidiana: la escala Fahrenheit, la escala Celsius y la escala Kelvin. Problemas 1.31 Exprese los siguientes números en notación científica: (a) 0.000000027, (b) 356, (c) 47,764, (d) 0.096. 1.32 Exprese los siguientes números como decimales: (a) 1.52 × 10ÿ2, (b) 7.78 × 10ÿ8.ÿ 1.33 Exprese las respuestas a los siguientes cálculos en notación científica: (a) 145,75 + (2,3 × 10ÿ1) (b) 79.500 ÷ (2,5 × 102 ) c) (7,0 × 10ÿ3) ÿ (8,0 × 10ÿ4) (d) (1,0 × 104 ) × (9,9 × 106 ) 1.34 Exprese las respuestas a los siguientes cálculos en notación cientifica: (a) 0,0095 + (8,5 × 10ÿ3) (b) 653 ÷ (5,75 × 10ÿ8) Problemas 1.23 El bromo es un líquido marrón rojizo. Calcula su densidad (en g/ mL) si 586 g de la sustancia ocupan 188 mL. c) 850 000 ÿ (9,0 × 105 ) (d) (3,6 × 10ÿ4) × (3,6 × 106 ) 1.35 ¿Cuál es el número de cifras significativas en cada una de las siguientes medidas? 1.24 La densidad del metanol, un líquido orgánico incoloro que se usa como solvente, es de 0.7918 g/mL. Calcula la masa de 89,9 ml del líquido. 1.25 Convierta las siguientes temperaturas a grados Celsius o Fahrenheit: (a) 95°F, la temperatura en un día caluroso de verano; (b) 12°F, la temperatura en un día frío de invierno; (c) (a) 4867 millas (b) 56 ml (c) 60.104 tonos (d) 2900g (e) 40,2 g/cm3 fiebre de 102°F; (d) un horno operando a 1852°F; (e) ÿ273,15 f) 0,0000003 cm °C (teóricamente, la temperatura más baja alcanzable). (g) 0,7 minutos (h) 4,6 × 1019 átomos 1.26 (a) Normalmente, el cuerpo humano puede soportar una 1.36 ¿Cuántas cifras significativas hay en cada uno de los siguientes? temperatura de 105 °F solo por breves períodos de tiempo sin (a) 0,006 L, (b) 0,0605 dm, (c) 60,5 mg, (d) 605,5 cm2 daño permanente al cerebro y otros órganos vitales. ¿Cuál es , (e) 960 × 10ÿ3 g, (f) 6 kg, (g) 60 m. esta temperatura en grados centígrados? (b) El etilenglicol es un compuesto orgánico líquido que se utiliza como anticongelante en los radiadores de los automóviles. Se congela a -11,5 °C. Calcule su temperatura de congelación 1.37 Realice las siguientes operaciones como si fueran cálculos de resultados experimentales y exprese cada respuesta en las unidades correctas con el número correcto de cifras significativas: en grados Fahrenheit. (c) La temperatura en la superficie del sol es de aproximadamente 6300°C. Qué (a) 5,6792 m + 0,6 m + 4,33 m ¿Esta temperatura está en grados Fahrenheit? (d) La (b) 3,70 g ÿ 2,9133 g temperatura de ignición del papel es 451°F. ¿Cuál es la c) 4,51 cm × 3,6666 cm temperatura en grados centígrados? (d) (3 × 104 g + 6,827 g)/(0,043 cm3 ÿ 0,021 cm3 ) Machine Translated by Google 32 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio 1.38 Realice las siguientes operaciones como si fueran cálculos de 1.51 Realice las siguientes conversiones: (a) 1,42 años luz a millas (un resultados experimentales y exprese cada respuesta en las unidades correctas con el número correcto de cifras año luz es una medida astronómica de distancia: la distancia significativas: luz es 3,00 × 108 m/ s). (b) 32,4 yd a centímetros. (c) 3,0 × (a) 7,310 km ÷ 5,70 km (b) (3,26 × 10ÿ3 mg) ÿ (7,88 × 10ÿ5 mg) (c) (4,02 × 106 dm) + (7,74 × 107 dm) (d) (7,8 m ÿ 0,34 m)/(1,15 s + 0,82 s) 1.39 Se pide a tres estudiantes (A, B y C) que determinen el volumen de una muestra de etanol. Cada estudiante mide el volumen tres veces con un cilindro graduado. Los resultados en mililitros son: A (87,1, 88,2, 87,6); B (86.9, 87.1, 87.2); C (87.6, 87.8, 87.9). El volumen verdadero es 87.0 mL. Comente la precisión y la exactitud de los resultados de cada estudiante. 1.40 A tres aprendices de sastre (X, Y y Z) se les asigna la tarea de medir la costura de un par de pantalones. Cada uno hace tres medidas. Los resultados en pulgadas son X (31,5, 31,6, 31,4); S (32,8, 32,3, 32,7); Z (31.9, 32.2, 32.1). La longitud real es de 32,0 pulg. Comente sobre la precisión y la exactitud de las medidas de cada sastre. recorrida por la luz en un año, o 365 días; la velocidad de la 1010 cm/s a pies/s. 1.52 Realice las siguientes conversiones: (a) 70 kg, el peso promedio de un hombre adulto, a libras. (b) 14 mil millones de años (aproximadamente la edad del universo) a segundos. (Suponga que hay 365 días en un año.) (c) 7 pies 6 pulgadas, la altura del jugador de baloncesto Yao Ming, en metros. (d) 88,6 m3 a litros. 1.53 El aluminio es un metal liviano (densidad = 2.70 g/cm3 ) que se usa en la construcción de aeronaves, líneas de transmisión de alto voltaje, latas de bebidas y láminas. ¿Cuál es su densidad en kg/m3 ? 1.54 El gas amoníaco se usa como refrigerante en sistemas de enfriamiento a gran escala. La densidad del gas amoníaco bajo ciertas condiciones es 0.625 g/L. Calcula su densidad en g/cm3 . Problemas adicionales 1.55 Proporcione un enunciado cualitativo y otro cuantitativo sobre cada uno de los siguientes: (a) agua, (b) carbono, (c) hierro, (d) hidrógeno gaseoso, (e) sacarosa (azúcar de caña), (f) sal de 1.9 Análisis dimensional en la resolución de problemas mesa ( cloruro de sodio), (g) mercurio, (h) oro, (i) aire. Problemas 1.41 Realice las siguientes conversiones: (a) 22,6 ma decímetros, (b) 25,4 mg a kilogramos, (c) 556 ml a litros, (d) 10,6 kg/m3 a g/ cm3 . 1.42 Realice las siguientes conversiones: (a) 242 lb a miligramos, (b) 68,3 cm3 a metros cúbicos, (c) 7,2 m3 a litros, (d) 28,3 µg a libras. 1.43 La rapidez promedio del helio a 25°C es 1255 m/s. Convierte esta velocidad a millas por hora (mph). 1.44 ¿Cuántos segundos hay en un año solar (365.24 días)? 1.45 ¿Cuántos minutos tarda la luz del sol en llegar a la Tierra? (La distancia del sol a la Tierra es de 93 millones de millas; la velocidad de la luz = 3,00 × 108 m/s). 1.46 Un corredor corre una milla en 8.92 min. Calcula la velocidad en (a) in/s, (b) m/min, (c) km/h. (1 milla = 1609 m; 1 pulgada = 2,54 cm.) 1.56 ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones describen propiedades físicas y cuáles describen propiedades químicas? (a) El hierro tiene tendencia a oxidarse. (b) El agua de lluvia en las regiones industrializadas tiende a ser ácida. (c) Las moléculas de hemoglobina tienen un color rojo. (d) Cuando se deja un vaso de agua al sol, el agua desaparece gradualmente. (e) Las plantas convierten el dióxido de carbono en el aire en moléculas más complejas durante la fotosíntesis. 1.57 En 2008, se produjeron en Estados Unidos alrededor de 95 000 millones de libras de ácido sulfúrico. Convierta esta cantidad a toneladas. 1.58 Al determinar la densidad de una barra rectangular de metal, un estudiante hizo las siguientes medidas: longitud, 8.53 cm; ancho, 2,4 cm; altura, 1,0 cm; masa, 52,7064 g. Calcule la densidad del metal con el número correcto de cifras significativas. 1.59 Calcule la masa de cada uno de los siguientes: (a) una esfera de 1.47 Una persona de 6.0 pies pesa 168 lb. Exprese la altura en metros oro con un radio de 10,0 cm [el volumen de una esfera con un y el peso en kilogramos de esta persona. (1 libra = 453,6 g; 1 radio r es V = (4/3)ÿr3 ; la densidad del oro = 19,3 g/cm3 ], (b) m = 3,28 pies) 1.48 El límite de velocidad en partes de la autopista alemana se fijó una vez en 286 kilómetros por hora (km/h). un cubo de platino con una longitud de arista de 0,040 mm (la densidad del platino = 21,4 g/cm3 ), (c) 50,0 ml de etanol (la densidad del etanol = 0,798 g/mL). Calcule el límite de velocidad en millas por hora (mph). 1.49 Para que un avión de combate despegue de la cubierta de un 1.60 Una botella cilíndrica de vidrio de 21.5 cm de largo se llena con portaaviones, debe alcanzar una velocidad de 62 m/s. aceite de cocina de 0.953 g/mL de densidad. Si la masa de Calcula la velocidad en millas por hora (mph). aceite necesaria para llenar la botella es de 1360 g, calcule el diámetro interior de la botella. 1.50 El contenido de plomo “normal” en la sangre humana es aproximadamente 0,40 partes por millón (es decir, 0,40 g de plomo por millón 1.61 Se usó el siguiente procedimiento para determinar el volumen de de gramos de sangre). Un valor de 0,80 partes por millón un matraz. El matraz se pesó seco y luego se llenó con agua. (ppm) se considera peligroso. ¿Cuántos gramos de plomo hay Si las masas del matraz vacío y del matraz lleno fueron 56,12 en 6,0 × 103 g de sangre (la cantidad en un adulto promedio) g y 87,39 g, respectivamente, y la densidad del agua es si el contenido de plomo es de 0,62 ppm? 0,9976 g/cm3 , calcule el volumen del matraz en cm3. . Machine Translated by Google 33 Preguntas y problemas 1.62 La velocidad del sonido en el aire a temperatura ambiente es de unos 343 m/s. Calcula esta velocidad en millas por hora. (1 milla = 1609 m.) 1.63 Una pieza de metal plateado (Ag) que pesa 194,3 g se coloca en un cilindro graduado que contiene 242,0 ml de agua. El volumen de agua ahora lee 260.5 mL. que contiene cada muestra de pellets sólidos: A (2,9 g/ cm3 ), B (8,3 g/cm3 ) y C (3,3 g/cm3 ). 30 30 30 20 20 20 A partir de estos datos calcular la densidad de la plata. 1.64 El experimento descrito en el problema 1.61 es una forma simple pero conveniente de determinar la densidad de algunos sólidos. Describa un experimento similar que le permita medir la densidad del hielo. Específicamente, ¿cuáles serían los requisitos para el líquido utilizado en su experimento? 1.65 Una esfera de plomo de 48,6 cm de diámetro tiene una masa de 6,852 × 105 g. Calcular la densidad del plomo. 1,66 El litio es el metal menos denso conocido (densidad: 0,53 g/ cm3 ). ¿Cuál es el volumen ocupado por 1.20 × 103 g de litio? 1.67 El termómetro medicinal que se usa comúnmente en los hogares puede leer ±0.1 °F, mientras que los del consultorio del médico pueden tener una precisión de ±0.1 °C. En grados Celsius, exprese el porcentaje de error que se espera de cada uno de estos termómetros al medir la temperatura corporal de una persona de 38,9 °C. 1.68 La vainillina (utilizada para dar sabor al helado de vainilla y otros alimentos) es la sustancia cuyo aroma detecta el olfato humano en menor cantidad. El umbral el límite es de 2,0 × 10ÿ11 g por litro de aire. Si el precio actual de 50 g de vainillina es de $112, determine el costo de suministrar suficiente vainillina para que el aroma pueda detectarse en un hangar grande para aeronaves con un volumen de 5.0. × 107 ft3 1.69 ¿A qué temperatura la lectura numérica de un termómetro Celsius es igual a la de un termómetro Fahrenheit? 1.70 Suponga que se ha diseñado una nueva escala de temperatura en la que el punto de fusión del etanol (ÿ117.3°C) y el punto de ebullición del etanol (78.3°C) se toman como 0°S y 100°S, respectivamente, donde S es el símbolo de la nueva escala de temperatura. Derive una ecuación que relacione una lectura en esta escala con una lectura en la escala Celsius. ¿Qué marcaría este termómetro a 25°C? 1.71 Un adulto en reposo requiere alrededor de 240 mL de oxígeno puro/ min y respira unas 12 veces por minuto. Si el aire inhalado contiene 20 por ciento de oxígeno por volumen y el aire exhalado 16 por ciento, ¿cuál es el volumen de aire por respiración? (Suponga que el volumen del aire inhalado es igual al del aire exhalado). 1.72 (a) Con referencia al problema 1.71, calcule el volumen total (en litros) de aire que respira un adulto en un día. (b) En una ciudad con mucho tráfico, el aire contiene 2,1 × 10ÿ6 L de monóxido de carbono (un gas venenoso) por litro. Calcular la ingesta media diaria de monóxido de carbono en litros por persona. 1.73 Tres muestras diferentes de 25,0 g de gránulos sólidos se agregan a 20,0 mL de agua en tres cilindros de medición diferentes. Los resultados se muestran aquí. Dadas las densidades de los tres metales utilizados, identifique el cilindro (a) (B) (C) 1.74 La circunferencia de una pelota de baloncesto aprobada por la NBA es de 29.6 pulgadas. Dado que el radio de la Tierra es de aproximadamente 6400 km, ¿cuántas pelotas de baloncesto se necesitarían para dar la vuelta alrededor del ecuador con las pelotas de baloncesto tocándose entre sí? Redondee su respuesta a un número entero con tres cifras significativas. 1.75 A un estudiante se le da un crisol y se le pide que demuestre si está hecho de platino puro. Primero pesa el crisol en aire y luego lo pesa suspendido en agua (densidad = 0.9986 g/mL). Las lecturas son 860,2 gy 820,2 g, respectivamente. Con base en estas medidas y dado que la densidad del platino es de 21,45 g/cm3 , ¿cuál debería ser su conclusión? suspendido (Sugerencia:enununobjeto fluido es impulsado por la masa del fluido desplazado por el objeto. Desprecie la flotabilidad del aire.) 1.76 El área superficial y la profundidad promedio del Océano Pacífico son 1,8 × 108 km2 y 3,9 × 103 m, respectivamente. Calcular el volumen de agua en el océano en litros. 1.77 La unidad “onza troy” se usa a menudo para metales preciosos como el oro (Au) y el platino (Pt). (1 onza troy = 31,103 g.) (a) Una moneda de oro pesa 2,41 onzas troy. Calcula su masa en gramos. (b) ¿La onza troy es más pesada o más liviana que una onza? (1 libra = 16 onzas; 1 libra = 453,6 g.) 1,78 El osmio (Os) es el elemento más denso conocido (densidad = 22,57 g/cm3 ). Calcula la masa en libras y en kilogramos de una esfera de Os de 15 cm de diámetro (aproximadamente del tamaño de una toronja). [El volumen de una esfera de radio r es (4/3)ÿr3 .] 1.79 El error porcentual a menudo se expresa como el valor absoluto de la diferencia entre el valor real y el valor experimental, dividido por el valor real: ÿvalor verdadero ÿ valor experimentalÿ porcentaje de error = × 100% ÿvalor verdaderoÿ Las líneas verticales indican el valor absoluto. Calcular el porcentaje de error para las siguientes medidas: (a) Se encuentra que la densidad del alcohol (etanol) es 0.802 g/mL. (Valor verdadero: 0,798 g/mL.) (b) Se analiza que la masa de oro en un arete es de 0,837 g. (Valor real: 0,864 g.) 1.80 La abundancia natural de elementos en el ser humano cuerpo, expresados como porcentaje en masa, son: oxígeno (O), Machine Translated by Google 34 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio 65 por ciento; carbono (C), 18 por ciento; hidrógeno (H), 10 cada automóvil cubre una distancia de 5000 millas a una por ciento; nitrógeno (N), 3 por ciento; calcio (Ca), 1,6 por tasa de consumo de 20 millas por galón. ciento; fósforo (P), 1,2 por ciento; todos los demás elementos, 1.90 Una hoja de papel de aluminio (Al) tiene un área total de 1.000 ft2 1,2 por ciento. Calcula la masa en gramos de cada elemento y una masa de 3.636 g. ¿Cuál es el espesor de la lámina en en el cuerpo de una persona de 62 kg. milímetros? (Densidad de Al = 2.699 g/cm3 .) 1,81 El récord mundial masculino de correr una milla al aire libre (a partir de 1999) es de 3 min 43,13 s. A este ritmo, ¿cuánto tardaría en correr una carrera de 1500 m? (1 milla = 1609 m.) 1.91 Comente si cada uno de los siguientes es una mezcla homogénea o una mezcla heterogénea: (a) aire en una botella cerrada, (b) aire sobre la ciudad de Nueva York. 1.92 El cloro se utiliza para desinfectar piscinas. La concentración 1.82 Venus, el segundo planeta más cercano al sol, tiene una temperatura superficial de 7.3 × 102 K. Convierta esta temperatura a °C y °F. 1.83 Calcopirita, el principal mineral de cobre (Cu), contiene 34.63 por aceptada para este fin es de 1 ppm de cloro, o 1 g de cloro por millón de gramos de agua. Calcule el volumen de una solución de cloro (en mililitros) que un propietario debe agregar a su piscina si la solución contiene 6,0 por ciento de ciento de Cu en masa. ¿Cuántos gramos de Cu se pueden cloro en masa y hay 2,0 × 104 galones de agua en la piscina. obtener a partir de 5,11 × 103 kg de (1 galón = 3,79 L; densidad de líquidos = 1,0 g/mL). el mineral? 1.84 Se ha estimado que se han extraído 8,0 × 104 toneladas de oro (Au). Suponga que el oro cuesta $948 por onza. ¿Cuál es el valor total de esta cantidad de oro? 1.85 Un volumen de 1.0 mL de agua de mar contiene aproximadamente 4,0 × 10ÿ12 g de oro. El volumen total de agua del océano es 1,5 × 1021 L. Calcule la cantidad total de oro (en gramos) que está presente en el agua de mar y el valor del oro en 1.93 Un cilindro de aluminio mide 10.0 cm de largo y tiene un radio de 0.25 cm. Si la masa de un solo átomo de Al es 4,48 × 10ÿ23 g, calcule el número de átomos de Al presentes en el cilindro. La densidad del aluminio es de 2,70 g/cm3 . 1.94 Un picnómetro es un dispositivo para medir la densidad de dólares (vea el Problema 1.84). Con tanto oro por ahí, ¿por líquidos. Es un matraz de vidrio con un tapón de vidrio qué nadie se ha enriquecido extrayendo oro del océano? esmerilado ajustado que tiene un orificio capilar a través de él. (a) El volumen del picnómetro se determina usando agua destilada a 20°C con una densidad conocida de 0.99820 g/ 1.86 Las mediciones muestran que 1,0 g de hierro (Fe) contiene 1,1 × mL. Primero, el agua se llena hasta el borde. Con el tapón 1022 átomos de Fe. ¿Cuántos átomos de Fe hay en 4,9 g de colocado, el fino orificio deja escapar el exceso de líquido. A Fe, que es la cantidad total de hierro en el cuerpo de un continuación, el picómetro se seca cuidadosamente con papel adulto promedio? de filtro. 1.87 La delgada capa exterior de la Tierra, llamada corteza, contiene solo el 0,50 por ciento de la masa total de la Tierra y, sin embargo, es la fuente de casi todos los elementos (la atmósfera proporciona elementos como oxígeno, nitrógeno y algunos otros gases). El silicio (Si) es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (27,2 por ciento en masa). Calcula la masa de silicio en kilogramos en la corteza terrestre. (La masa de la Tierra es 5,9 × 1021 toneladas. 1 tonelada = 2000 lb; 1 lb = 453,6 g). Dado que las masas del picnómetro vacío y del mismo lleno de agua son 32.0764 g y 43.1195 g, respectivamente, calcule el volumen del picnómetro. (b) Si la masa del picnómetro lleno de etanol a 20 °C es 40,8051 g, calcule la densidad del etanol. (c) Los picnómetros también se pueden usar para medir la densidad de los sólidos. Primero, se colocan pequeños gránulos de zinc que pesan 22,8476 g en el picnómetro, que luego se llena con agua. Si la masa combinada del picnómetro más los gránulos de zinc y el agua es de 62,7728 g, ¿cuál es la densidad del zinc? 1.88 El radio de un átomo de cobre (Cu) es aproximadamente 1,3 × 10ÿ10 m. ¿Cuántas veces puedes dividir uniformemente un trozo de alambre de cobre de 10 cm hasta que se reduzca a dos átomos de cobre separados? (Suponga que hay herramientas apropiadas para este procedimiento y que los átomos de cobre están alineados en línea recta, en contacto entre sí. Redondee su respuesta a un número entero). 1.89 Un galón de gasolina en el motor de un automóvil produce en promedio 9.5 kg de dióxido de carbono, que es un gas de efecto invernadero, es decir, promueve el calentamiento de la atmósfera terrestre. Calcule la producción anual de dióxido de carbono en kilogramos si hay 250 millones de automóviles en los Estados Unidos y © Fotos de HS/Fuente científica Machine Translated by Google 35 Preguntas y problemas 1.95 En 1849, un buscador de oro en California recolectó una bolsa se vuelve a llenar hasta la marca de 40,00 ml con el aceite de pepitas de oro más arena. Dado que la densidad del oro mineral. La masa combinada del cojinete de bolas y el aceite y la arena es de 19,3 g/cm3 y 2,95 g/cm3 , respectivamente, mineral es de 50,952 g. Calcule la densidad y el radio del y que la densidad de la mezcla es de 4,17 g/cm3 , calcule el rodamiento de bolas. [El volumen de una esfera de radio r es (4/3)ÿr3 .] porcentaje en masa de oro en la mezcla. 1.101 Aquí se muestra una barra de cobalto (densidad = 8.90 g/cm3 ). 1.96 El tiempo promedio que le toma a una molécula difundir una distancia de x cm está dado por t= ¿Cuál es la masa de esta barra con el número apropiado de cifras significativas? x2 3,34cm 2D 6,27cm donde t es el tiempo en segundos y D es el coeficiente de 21,83cm difusión. Dado que el coeficiente de difusión de glucosa es 5,7 × 10ÿ7 cm2 /s, calcule el tiempo que tardaría una molécula de glucosa en difundir 10 µm, que es aproximadamente el tamaño de una célula. 1.97 Un cerebro humano pesa alrededor de 1 kg y contiene alrededor de 1011 células. Suponiendo que cada celda está completamente llena de agua (densidad = 1 g/mL), calcule la longitud de un lado de dicha celda si fuera un cubo. Si las células se extienden en una capa delgada que tiene el grosor de una sola célula, ¿cuál es el área de la superficie en metros cuadrados? 1.98 (a) El monóxido de carbono (CO) es un gas venenoso porque se une muy fuertemente a la hemoglobina transportadora de oxígeno en la sangre. Una concentración de 8,00 × 102 ppm por volumen de monóxido de carbono se considera letal para los humanos. Calcula el volumen en litros que ocupa el monóxido de carbono en una habitación que mide 17,6 m de El bronce 1.102 es una aleación de cobre (Cu) y estaño (Sn) que se utiliza en aplicaciones que requieren una baja fricción entre metales. Calcular la masa de un bronce. cilindro de radio 6,44 cm y longitud 44,37 cm. La composición del bronce es 79,42 por ciento Cu y 20,58 por ciento Sn y las densidades de Cu y Sn son 8,94 g/cm3 y 7,31 g/cm3 , respectivamente. ¿Qué suposición debe hacer en este cálculo? 1.103 Te dan un líquido. Describa brevemente los pasos que tomaría para mostrar si es una sustancia pura o una mezcla homogénea. 1.104 Un químico mezcla dos líquidos A y B para formar una mezcla homogénea. Las densidades de los líquidos son 2,0514 g/ mL para A y 2,6678 g/mL para B. Cuando deja caer un largo, 8,80 m de ancho y 2,64 m de altura a esta objeto pequeño en la mezcla, descubre que el objeto queda concentración. (b) La exposición prolongada al vapor de suspendido en el líquido; es decir, ni se hunde ni flota. Si la mezcla está hecha de 41,37 por ciento de A y 58,63 por mercurio (Hg) puede causar trastornos neurológicos y problemas respiratorios. Para un control seguro de la calidad ciento de B en volumen, ¿cuál es la densidad del metal? del aire, la concentración de vapor de mercurio debe ser ¿Se puede usar este procedimiento en general para inferior a 0,050 mg/m3 . Convierte este número a g/L. (c) La determinar las densidades de los sólidos? ¿Qué supuestos prueba general para la diabetes tipo II es que el nivel de deben hacerse al aplicar este método? azúcar en la sangre (glucosa) debe estar por debajo de 120 mg por decilitro (mg/dL). Convierta este número a microgramos por mililitro (µg/mL). 1.105 Tums es un remedio popular para la indigestión ácida. Una tableta típica de Tums contiene carbonato de calcio más 1.99 Se le pide a un cajero de banco que arme juegos de monedas de “un dólar” algunas sustancias inertes. Cuando se ingiere, reacciona para sus clientes. Cada conjunto está compuesto por tres cuartos, una con el jugo gástrico (ácido clorhídrico) en el estómago para moneda de cinco centavos y dos monedas de diez centavos. Las masas liberar gas de dióxido de carbono. Cuando una tableta de de las monedas son: cuarto: 5,645 g; níquel: 4,967 g; moneda de diez 1.328 g reaccionó con 40.00 mL de ácido clorhídrico centavos: 2.316 g. ¿Cuál es el número máximo de juegos que se pueden (densidad: 1.140 g/mL), se despidió gas de dióxido de ensamblar a partir de 33,871 kg de monedas de veinticinco centavos, carbono y la solución resultante pesó 46.699 g. Calcula la 10,432 kg de monedas de cinco centavos y 7,990 kg de monedas de cantidad de litros de dióxido de carbono gaseoso liberado si diez centavos? ¿Cuál es la masa total (en g) de los juegos de monedas ensamblados? su densidad es de 1,81 g/L. 1.100 Un cilindro graduado se llena hasta la marca de 40.00 mL con 1.106 Una botella de vidrio de 250 ml se llenó con 242 ml de agua a aceite mineral. Las masas del cilindro antes y después de la adición del aceite mineral son 124,966 g y 159,446 g, 20 °C y se tapó herméticamente. Luego se dejó al aire libre respectivamente. En un experimento separado, se coloca -5°C. Predecir lo que sucedería. La densidad del agua a 20 en el cilindro un cojinete de bolas de metal de 18.713 g de °C es de 0,998 g/cm3 y la del hielo a -5 °C es de 0,916 g/ masa y el cilindro cm3 . durante la noche, donde la temperatura promedio fue de Machine Translated by Google 36 Capítulo 1 ÿ Química: el estudio del cambio Interpretación, modelado y estimación 1.107 ¿Cuál es la masa de un mol de hormigas? (Información útil: Un mol es la unidad que se usa para los átomos y sub 1.112 Estime el consumo anual de gasolina por automóviles de pasajeros en los Estados Unidos. partículas atómicas. Mide aproximadamente 6 × 1023. Una 1.113 Estime la cantidad total de agua del océano en litros. hormiga de 1 cm de largo pesa alrededor de 3 mg.) 1.114 Estime el volumen de sangre de un adulto en litros. 1.108 ¿Cuánto tiempo (en años) pasa durmiendo una persona de 80 años durante su vida? 1.115 ¿Qué distancia (en pies) viaja la luz en un nanosegundo? ¿pero? 1.116 Estime la distancia (en millas) recorrida por una NBA 1.109 Calcule la cantidad diaria de agua (en galones) que usa una familia de cuatro personas en los Estados Unidos. 1.110 Las boleras públicas generalmente almacenan bolas de boliche de 8 a 16 lb, donde la masa se da en números enteros. Dado que las bolas de boliche reglamentarias tienen un diámetro de 8,6 que flotara en el agua? el aceite forma una monocapa, es decir, una capa que tiene solo una molécula de espesor, estime la longitud de cada molécula de a 300 nm da uniones con aceite en nanómetros. (1 mn = 1 × 10ÿ9 m.) volúmenes muy pequeños que potencialmente permitirían moléculas. Estime el volumen en litros de la unión formada entre dos de tales fibras con diámetros de 200 nm. La escala lee 1 µm. descubrió que 0,10 ml de aceite podían esparcirse sobre la superficie del agua en un área de unos 40 m2 . Suponiendo que 1.111 Fusión de “nanofibras” con diámetros de 100 involucran solo unas pocas reducir la tasa de evaporación del agua en los embalses. Esta técnica fue iniciada por Benjamin Franklin hace tres siglos. Franklin pulgadas, ¿cuál (si alguna) de estas bolas de boliche esperaría el estudio de reacciones que jugador en un partido de baloncesto profesional. 1.117 En la conservación del agua, los químicos extienden una película delgada de cierto material inerte sobre la superficie del agua para 1 micra Machine Translated by Google Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 37 Respuestas a los ejercicios de práctica 1,1 96,5 g. 1,2 341 g. 1.3 (a) 621.5°F, (b) 78.3°C, (c) ÿ196°C. 1.4 (a) dos, (b) cuatro, (c) tres, (d) dos, (e) tres o dos. 1,5 , (a) 26,76 L, (b) 4,4 g, (c) 1,6 × 107 dm2 (d) 0,0756 g/mL, (e) 6,69 × 104 m. 1,6 2,36 libras 1,7 1,08 × 105 m3 . 1,8 0,534 g/cm3 . 1,9 Aproximadamente 0,03 g. Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 1.3.1 c. 1.3.2 Cualitativos: b, c. Cuantitativa: a, d. 1.4.1 Elementos: b, d. Compuestos: a, c. 1.5.1 a. 1.6.1 Cambio químico: b, c. Cambio físico: d. 1.6.2 Intensivo: a, b. Extenso: c. 1.7.1 0.522 cm3 1.7.2 543 K. 1.7.3 a. 1.8.1 Regla superior = 4,6 pulg. Regla inferior = 4,57 pulg. 1.8.2 10,1 g/cm3 . 1.8.3. Preciso: No. Precisa: si. 1.9.1 84,6 kcal. 1.9.2 1.42 L. 1.9.3 1.45 × 104 J/g. . Machine Translated by Google EL MISTERIO QUÍMICO ©McGraw-Hill Educación La desaparición de los dinosaurios Los dinosaurios dominaron en la Tierra durante millones estudiaron de años y luego desaparecieron muyencontrados repentinamente. denly Para resolverlaelvida misterio, los paleontólogos fósiles y esqueletos en rocas en varias capas de la corteza terrestre. Sus hallazgos les permitieron trazar un mapa de las especies que existieron en la Tierra durante períodos geológicos específicos. Tampoco revelaron esqueletos de dinosaurios en rocas formadas inmediatamente después del período Cretácico, que se remonta a ©Chris Butler/Biblioteca de fotografías científicas/Fuente científica 38 Machine Translated by Google unos 65 millones de años. Por lo tanto, se supone que los dinosaurios se extinguieron hace unos 65 millones hace años que. Entre las muchas hipótesis presentadas para explicar su desaparición estaban las interrupciones de la cadena alimentaria y un cambio dramático en el clima causado por violentas erupciones volcánicas. Sin embargo, no hubo evidencia convincente para ninguna hipótesis hasta 1977. Fue entonces cuando un grupo de paleontólogos que trabajaban en Italia obtuvo algunos datos muy desconcertantes en un sitio cerca de Gubbio. El análisis químico de una capa de arcilla depositada sobre los sedimentos formados durante el período Cretácico (y por lo tanto una capa que registra eventos ocurridos después del período Cretácico) mostró un contenido sorprendentemente alto del elemento iridio (Ir). El iridio es muy raro en la corteza terrestre, pero es comparativamente abundante en los asteroides. Esta investigación condujo a la hipótesis de que la extinción de los dinosaurios ocurrió de la siguiente manera. Para explicar la cantidad de iridio encontrado, los científicos sugirieron que un gran asteroide de varios kilómetros de diámetro golpeó la Tierra en la época en que desaparecieron los dinosaurios. El impacto del asteroide en la superficie de la Tierra debe haber sido tan tremendo que literalmente vaporizó una gran cantidad de rocas, suelos y otros objetos circundantes. El polvo y los escombros resultantes flotaron en el aire y bloquearon la luz del sol durante meses o quizás años. Sin abundante luz solar, la mayoría de las plantas no podrían crecer, y el registro fósil confirma que muchos tipos de plantas de hecho se extinguieron en este momento. En consecuencia, por supuesto, muchos animales herbívoros perecieron y luego, a su vez, los animales carnívoros comenzaron a morir de hambre. Obviamente, la disminución de las fuentes de alimentos afectaría a los animales grandes que necesitan grandes cantidades de alimentos con mayor rapidez y severidad que los animales pequeños. Por lo tanto, los enormes dinosaurios saurios, el más grande de los cuales podría haber pesado hasta 30 toneladas, desaparecieron debido a la falta de alimentos. pistas químicas 1. ¿Cómo ilustra el método científico el estudio de la extinción de los dinosaurios? 2. Sugiera dos formas que le permitan probar la hipótesis de colisión de asteroides. 3. En su opinión, ¿es justificable referirse a la explicación del asteroide como la teoría de los dinosaurios? ¿extinción? 4. La evidencia disponible sugiere que alrededor del 20 por ciento de la masa del asteroide se convirtió en polvo y se esparció uniformemente sobre la Tierra después de asentarse en la atmósfera superior. Este polvo ascendió a alrededor de 0,02 g/cm2 de la superficie de la Tierra. Es muy probable que el asteroide tuviera una densidad de alrededor de 2 g/cm3 . Calcula la masa (en kilogramos y toneladas) del asteroide y su radio en metros, suponiendo que fuera una esfera. (El área de la Tierra es 5,1 × 1014 m2 ; 1 lb = 453,6 g.) (Fuente: Considere una vaca esférica: un curso de resolución de problemas ambientales por J. Harte, University Science Books, Mill Valley, CA 1988. Usado con autorización .) Fuente: Considere una vaca esférica: un curso sobre resolución de problemas ambientales por J. Harte, University Science Books, Mill Valley, CA 1988. Elementos de diseño: Student Hot Spot (puntero con ícono web): ©LovArt/Shutterstock.com 39 Machine Translated by Google CAPÍTULO 2 El modelo nuclear del átomo con un núcleo y electrones en órbita fue ideado a partir del trabajo de Ernest Rutherford. ©zoom-zoom/iStock/Getty Images BOSQUEJO DEL CAPÍTULO 2.1 La teoría atómica 2.2 La estructura del átomo 2.3 Número atómico, número de masa e isótopos 2.4 La tabla periódica 2.5 Moléculas e Iones 2.6 Fórmulas químicas 2.7 Nomenclatura de compuestos 2.8 Introducción a los compuestos orgánicos Átomos, Moléculas e Iones Machine Translated by Google 2.1 La teoría atómica UNA MIRADA HACIA ADELANTE ÿ Comenzamos con una perspectiva histórica de la búsqueda de las unidades fundamentales de la materia. La versión moderna de la teoría atómica fue establecida por John Dalton en el siglo XIX, quien postuló que los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas, llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos, pero son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. (2.1) ÿ Notamos que, a través de la experimentación, los científicos han aprendido que un átomo se compone de tres partículas elementales: protón, electrón y neutrón. El protón tiene carga positiva, el electrón tiene carga negativa y el neutrón no tiene carga. Los protones y los neutrones están ubicados en una pequeña región en el centro del átomo, llamada núcleo, mientras que los electrones están dispersos alrededor del núcleo a cierta distancia de él. (2.2) ÿ Aprenderemos las siguientes formas de identificar átomos. El número atómico es el número de protones en un núcleo; los átomos de diferentes elementos tienen diferentes números atómicos. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de neutrones. El número de masa es la suma del número de protones y neutrones en un átomo. Debido a que un átomo es eléctricamente neutro, la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones que contiene. (2.3) ÿ A continuación, veremos cómo se pueden agrupar los elementos según sus propiedades químicas y físicas en una tabla llamada tabla periódica. La tabla periódica nos permite clasificar los elementos (como metales, metaloides y no metales) y correlacionar sus propiedades de manera sistemática. (2.4) ÿ Veremos que los átomos de la mayoría de los elementos interactúan para formar compuestos, que se clasifican como moléculas o compuestos iónicos formados por iones positivos (cationes) y negativos (aniones). (2.5) ÿ Aprendemos a usar fórmulas químicas (moleculares y empíricas) para representar moléculas y compuestos iónicos y modelos para representar moléculas. (2.6) ÿ Aprendemos un conjunto de reglas que nos ayudan a nombrar los compuestos inorgánicos. (2.7) ÿ Finalmente, exploraremos brevemente el mundo orgánico al que regresaremos en un capítulo. (2.8) Desde antigüedad,de losla humanos reflexionado sobreforma la naturaleza de la materia. modernas de la de estructura Lalanaturaleza materiahan comenzó a tomar a principios del sigloNuestras XIX conideas la teoría atómica Dalton. Ahora sabemos que toda la materia está hecha de átomos, moléculas e iones. Toda la química se ocupa de una forma u otra de estas especies. 2.1 La teoría atómica En el siglo V a.C. , el filósofo griego Demócrito expresó la creencia de que toda la materia consta de partículas muy pequeñas e indivisibles, a las que denominó átomos . (que significa "indivisible o indivisible"). Aunque la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (principalmente Platón y Aristóteles), de alguna manera perduró. La evidencia experimental de las primeras investigaciones científicas apoyó la noción de "atomismo" y gradualmente dio lugar a las definiciones modernas de elementos y compuestos. En 1808, un científico y maestro de escuela inglés, John Dalton,† formuló una definición precisa de los bloques de construcción indivisibles de la materia que llamamos átomos. † Juan Dalton (1766–1844). Químico, matemático y filósofo inglés. Además de la teoría atómica, también formuló varias leyes de los gases y dio la primera descripción detallada del daltonismo que padecía. Dalton fue descrito como un experimentador indiferente y singularmente deficiente en el lenguaje y el poder de la ilustración. Su única recreación eran los bolos sobre césped los jueves por la tarde. Quizás fue la vista de esas bolas de madera lo que le proporcionó la idea de la teoría atómica. 41 Machine Translated by Google 42 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Figura 2.1 (a) De acuerdo con la teoría atómica de Dalton, los átomos del mismo elemento son idénticos, pero los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de otros elementos. (b) Compuesto formado a partir de átomos de los elementos X e Y. En este caso, la relación de los átomos del elemento X a los átomos del elemento Y es 2:1. Tenga en cuenta que una reacción química da como resultado solo el reordenamiento de los átomos, no su destrucción o creación. Átomos del elemento Y Átomos del elemento X Compuestos de los elementos X e Y (a) (B) El trabajo de Dalton marcó el comienzo de la era moderna de la química. Según la teoría atómica de Dalton, las hipótesis sobre la naturaleza de la materia se pueden resumir de la siguiente manera: 1. Los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos, tienen el mismo tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. Para cualquier compuesto dado, los átomos presentes siempre están en la misma proporción. 4. Una reacción química involucra solo la separación, combinación o reordenamiento de átomos; no resulta en la creación o destrucción de átomos. La Figura 2.1 es una representación esquemática de las últimas tres hipótesis. El concepto de átomo de Dalton era mucho más detallado y específico que el concepto de Demócrito. La segunda hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos; no tenía idea de cómo es realmente un átomo. Pero sí se dio cuenta de que las diferentes propiedades que muestran elementos como el hidrógeno y el oxígeno pueden explicarse asumiendo que los átomos de hidrógeno no son lo mismo que los átomos de oxígeno. La tercera hipótesis sugiere que, para formar un cierto compuesto, necesitamos no solo átomos de los tipos correctos de elementos, sino también números específicos de estos átomos. Esta idea es una extensión de una ley publicada en 1799 por Joseph Proust,† un químico francés. La ley de las proporciones definidas de Proust establece que diferentes muestras de un mismo compuesto siempre contienen sus elementos constituyentes en la misma proporción en masa. Así, si tuviéramos que analizar muestras de gas dióxido de carbono obtenidas de diferentes fuentes, encontraríamos en cada muestra la misma relación en masa de carbono a oxígeno. Es lógico, entonces, que si la relación de las masas de diferentes elementos en un compuesto dado es fija, la relación de los átomos de estos elementos en el compuesto Monóxido de carbono también debe ser constante. EL 1 C 1 La tercera hipótesis de Dalton apoya otra ley importante, la ley de las proporciones múltiples. Según la ley, si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento están en proporciones de números enteros pequeños. La teoría de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de manera bastante simple: los diferentes compuestos formados por los mismos elementos Dióxido de carbono difieren en el número de átomos de cada tipo que se combinan. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables EL 2 con el oxígeno, a saber, monóxido de carbono y dióxido de carbono. Las modernas técnicas de medición indican que un C 1 átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono y con dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. Así, la relación de oxígeno en monóxido de carbono a oxígeno en dióxido de carbono es 1:2. Este resultado es consistente con la ley de las proporciones múltiples (Figura 2.2). Relación de oxígeno en monóxido de carbono a oxígeno en dióxido de carbono: 1:2 Figura 2.2 Una ilustración de la ley de las proporciones múltiples. † José Luis Proust (1754–1826). químico francés. Proust fue el primero en aislar el azúcar de las uvas. Machine Translated by Google 2.2 La estructura del átomo 43 La cuarta hipótesis de Dalton es otra forma de enunciar la ley de conservación de la masa,‡ que es que la materia no puede crearse ni destruirse. Debido a que la materia está hecha de átomos que no cambian en una reacción química, se deduce que la masa también debe conservarse. La brillante intuición de Dalton sobre la naturaleza de la materia fue el principal estímulo para el rápido progreso de la química durante el siglo XIX. Revisión de conceptos y hechos 2.1.1 Los átomos de los elementos A (azul) y B (naranja) forman dos compuestos mostrado aquí. ¿Estos compuestos obedecen la ley de las proporciones múltiples? 2.2 La estructura del átomo Sobre la base de la teoría atómica de Dalton, podemos definir un átomo como la unidad básica de un elemento que puede entrar en combinación química. Dalton imaginó un átomo que era extremadamente pequeño e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones que comenzaron en la década de 1850 y se extendieron hasta el siglo XX demostraron claramente que los átomos en realidad poseen una estructura interna; es decir, están formados por partículas aún más pequeñas, que se denominan partículas subatómicas. Esta investigación condujo al descubrimiento de tres de estas partículas: electrones, protones y neutrones. El electrón En la década de 1890, muchos científicos se vieron envueltos en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas. La información obtenida de esta investigación contribuyó en gran medida a nuestra comprensión de la estructura atómica. Un dispositivo Video Tubo de rayos catódicos utilizado para investigar este fenómeno fue un tubo de rayos catódicos, el precursor del tubo de televisión (Figura 2.3). Es un tubo de vidrio del que se ha extraído la mayor parte del aire. ‡ Según Albert Einstein, la masa y la energía son aspectos alternos de una sola entidad llamada masa-energía. Las reacciones químicas generalmente involucran una ganancia o pérdida de calor y otras formas de energía. Así, cuando se pierde energía en una reacción, por ejemplo, también se pierde masa. Sin embargo, a excepción de las reacciones nucleares (véase el capítulo 19), los cambios de masa en las reacciones químicas son demasiado pequeños para detectarlos. Por lo tanto, para todos los propósitos prácticos, la masa se conserva. A (-) Rayo catódico Ánodo Cátodo B (+) (-) C tubo de vacío (+) Pantalla fluorescente Imán Figura 2.3 Un tubo de rayos catódicos con un campo eléctrico perpendicular a la dirección de los rayos catódicos y un campo magnético externo. Los símbolos N y S denotan los polos norte y sur del imán. Los rayos catódicos incidirán en el extremo del tubo en A en presencia de un campo magnético, en C en presencia de un campo eléctrico y en B cuando no haya campos externos presentes o cuando los efectos del campo eléctrico y magnético campo se cancelan entre sí. Machine Translated by Google Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones 44 (a) (B) (C) Figura 2.4 (a) Un rayo catódico producido en un tubo de descarga que viaja desde el cátodo (izquierda) hasta el ánodo (derecha). El rayo en sí es invisible, pero la fluorescencia de una capa de sulfuro de zinc en el vidrio hace que se vea verde. (b) El rayo catódico se desvía hacia abajo cuando se acerca una barra magnética. (c) Cuando se invierte la polaridad del imán, el rayo se desvía en la dirección opuesta. (a, b, c): ©McGraw-Hill Education/Charles D. Winters evacuado Cuando las dos placas de metal se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa cargada negativamente, llamada cátodo, emite un rayo invisible. El rayo catódico es atraído hacia la placa cargada positivamente, llamada ánodo, donde pasa a través de un orificio y continúa viajando hasta el otro extremo del tubo. Cuando el rayo golpea la superficie especialmente recubierta, produce una fuerte fluorescencia o luz brillante. En algunos experimentos, se agregaron dos placas cargadas eléctricamente y un imán al exterior del Los electrones normalmente están asociados con los átomos. Sin embargo, también se pueden estudiar individualmente. tubo de rayos catódicos (ver Figura 2.3). Cuando el campo magnético está activado y el campo eléctrico está desactivado, el rayo catódico incide en el punto A. Cuando solo el campo eléctrico está activado, el rayo incide en el punto C. Cuando tanto el campo magnético como el eléctrico están desactivados o ambos activados pero equilibrados de modo que cancelen la influencia del otro, el rayo incide en el punto B. Según la teoría electromagnética, un cuerpo cargado en movimiento se comporta como un imán y puede interactuar con los campos eléctricos y magnéticos a través de los cuales pasa. Debido a que el rayo catódico es atraído por la placa que tiene cargas positivas y es repelido por la placa que tiene cargas negativas, debe consistir en partículas cargadas negativamente. Conocemos estas partículas cargadas negativamente como electrones. La Figura 2.4 muestra el efecto de un imán de barra sobre el rayo catódico. Video Un físico inglés, JJ Thomson,† usó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría Gota de aceite de Millikan electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón individual. El número que se le ocurrió fue ÿ1,76 × 108 C/g, donde C representa culombio, que es la unidad de carga eléctrica. Posteriormente, en una serie de experimentos realizados entre 1908 y 1917, RA Millikan‡ logró medir la carga del electrón con gran precisión. Su trabajo demostró que la carga de cada electrón era exactamente la misma. En su experimento, Millikan examinó el movimiento de pequeñas gotas individuales de aceite que captaban la carga estática de los iones del aire. Suspendió las gotas cargadas en el aire aplicando un campo eléctrico y siguió sus movimientos a través de un microscopio (Figura 2.5). Usando su conocimiento de electrostática, Millikan encontró que la carga de un electrón era ÿ1.6022 × 10ÿ19 C. A partir de estos datos, calculó la masa de un electrón: cargo masa de un electrón = cargaÿmasa = ÿ1,6022 × 10ÿ19 C ÿ1,76 × 108 Cÿg = 9,10 × 10ÿ28 gramos Esta es una masa extremadamente pequeña. † José John Thomson (1856-1940). Físico británico que recibió el Premio Nobel de Física en 1906 por descubrir el electrón. ‡ Robert Andrews Millikan (1868-1953). Físico estadounidense que recibió el Premio Nobel de Física en 1923 por determinar la carga del electrón. Machine Translated by Google 2.2 La estructura del átomo 45 Figura 2.5 Diagrama esquemático del experimento de la gota de aceite de Millikan. Atomizador fina niebla de partículas de aceite eléctricamente placas cargadas (+) Fuente de rayos X para producir carga en gota de aceite microscopio de vista (-) Radioactividad En 1895, el físico alemán Wilhelm Röntgen§ notó que los rayos catódicos hacían que el vidrio y los metales emitieran rayos muy inusuales. Esta radiación altamente energética penetró la materia, oscureció las placas fotográficas cubiertas y provocó la fluorescencia de una variedad de sustancias. Debido a que estos rayos no pueden ser desviados por un imán, no pueden contener partículas cargadas como lo hacen los rayos catódicos. Röntgen los llamó rayos X porque no se conocía su naturaleza. No mucho después del descubrimiento de Röntgen, Antoine Becquerel†, profesor de física en París, comenzó a estudiar las propiedades fluorescentes de las sustancias. Puramente por accidente, descubrió que la exposición de placas fotográficas envueltas de forma gruesa a cierto compuesto de uranio hacía que se oscurecieran, incluso sin la estimulación de los rayos catódicos. Al igual que los rayos X, los rayos del compuesto de uranio eran muy energéticos y no podían ser desviados por un imán, pero se diferenciaban de los rayos X en que surgían espontáneamente. Una de las discípulas de Becquerel, Marie Curie‡, sugirió el nombre de radiactividad para describir esta emisión espontánea de partículas y/ o radiación. Desde entonces, se dice que es radiactivo cualquier elemento que emita radiación espontáneamente . Tres tipos de rayos son producidos por la desintegración o descomposición de sustancias radiactivas como el uranio. Dos de los tres son desviados por placas de metal con carga opuesta (Figura 2.6). Los rayos alfa (ÿ) consisten en partículas cargadas positivamente, llamadas partículas ÿ, y por lo tanto son desviadas por la placa cargada positivamente. Los rayos beta (ÿ), o partículas ÿ, son electrones y son desviados por la placa cargada negativamente. El tercer tipo de radiación radiactiva consiste en rayos de alta energía llamados rayos gamma (ÿ). Al igual que los rayos X, los rayos ÿ no tienen carga y no se ven afectados por un campo externo. § Wilhelm Konrad Röntgen (1845–1923). Físico alemán que recibió el Premio Nobel de Física en 1901 por el descubrimiento de los rayos X. † Antoine Henri Becquerel (1852-1908). Físico francés que recibió el Premio Nobel de Física en 1903 por descubrir la radiactividad en el uranio. ‡Marie (Marya Sklodowska) Curie (1867–1934). Químico y físico nacido en Polonia. En 1903, ella y su esposo francés, Pierre Curie, recibieron el Premio Nobel de Física por su trabajo sobre la radiactividad. En 1911, recibió nuevamente el premio Nobel, esta vez en química, por su trabajo sobre los elementos radiactivos radio y polonio. Ella es una de las tres únicas personas que han recibido dos premios Nobel en ciencia. A pesar de su gran contribución a la ciencia, su nominación a la Academia de Ciencias de Francia en 1911 fue rechazada por un voto por ser mujer. Su hija Irene y su yerno Frederic Joliot-Curie compartieron el Premio Nobel de Química en 1935. Video Rayos Alfa, Beta y Gamma Machine Translated by Google 46 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Figura 2.6 Tres tipos de rayos emitidos por elementos radiactivos. Los rayos ÿ consisten en partículas cargadas negativamente (electrones) y, por lo tanto, son atraídos por la placa cargada positivamente. Lo contrario es cierto para los rayos ÿ : tienen carga positiva y son atraídos hacia la placa cargada negativamente. Como los rayos ÿ no tienen carga, su trayectoria no se ve afectada por un campo eléctrico externo. – a bloque de plomo C B + Sustancia radioactiva El protón y el núcleo A principios de la década de 1900, se habían aclarado dos características de los átomos: contienen electrones y son eléctricamente neutros. Para mantener la neutralidad eléctrica, un átomo debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas. Por lo tanto, Thomson propuso que se podía pensar en un átomo como una esfera de materia positiva y uniforme en la que los electrones están incrustados como pasas en un pastel (Figura 2.7). Este llamado modelo de "pudín de ciruelas" fue la teoría aceptada durante varios años. En 1910, el físico neozelandés Ernest Rutherford,† que había estudiado con Thomson en la Universidad Video Dispersión de partículas ÿ de Cambridge, decidió utilizar partículas ÿ para investigar la estructura de los átomos. Junto con su socio Hans Geiger‡ y un estudiante universitario llamado Ernest Marsden§, Rutherford llevó a cabo una serie de Video experimentos usando láminas muy delgadas de oro y otros metales como objetivos para las partículas ÿ de Experimento de Rutherford una fuente radiactiva (Figura 2.8). Observaron que la mayoría de las partículas penetraron la lámina sin desviarse o con solo una ligera desviación. Pero de vez en cuando una partícula ÿ se dispersaba (o desviaba) en un ángulo grande. En algunos casos, ¡una partícula ÿ realmente rebotó en la dirección de donde había venido! Este fue un hallazgo muy sorprendente, ya que en el modelo de Thomson la carga positiva del átomo era tan difusa que las partículas ÿ positivas deberían haber atravesado la lámina con muy poca desviación. Para citar la reacción inicial de Rutherford cuando se le habló de este descubrimiento: "Fue tan increíble como si hubieras disparado un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda y volviera y te golpeara". Propagación de carga positiva sobre toda la esfera Rutherford explicó los resultados del experimento de dispersión ÿ al presentar un nuevo modelo para el átomo. Según Rutherford, la mayor parte del átomo debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la mayoría de las partículas ÿ atravesaron la lámina de oro con poca o ninguna desviación. Las cargas positivas del – – átomo, propuso Rutherford, están todas concentradas en el núcleo, que es un núcleo central denso dentro del – – átomo. Siempre que un ÿ partícula se acercó a un núcleo en el experimento de dispersión, experimentó una gran fuerza de repulsión y, por lo tanto, una gran desviación. Además, una partícula ÿ que viaje directamente hacia un núcleo sería completamente repelida y su dirección se invertiría. – – † – Figura 2.7 El modelo del átomo de Thomson, a veces descrito como el modelo del “pudín de ciruelas”, por un postre tradicional inglés que contiene pasas. Los electrones están incrustados en una esfera uniforme cargada positivamente. Ernest Rutherford (1871-1937). Físico neozelandés. Rutherford hizo la mayor parte de su trabajo en Inglaterra (Universidades de Manchester y Cambridge). Recibió el Premio Nobel de Química en 1908 por sus investigaciones sobre la estructura del núcleo atómico. El comentario que solía citar a sus alumnos era que “toda la ciencia es física o filatelia”. ‡ Johannes Hans Wilhelm Geiger (1882-1945). físico alemán. El trabajo de Geiger se centró en la estructura del núcleo atómico y en la radiactividad. Inventó un dispositivo para medir la radiación que ahora se conoce comúnmente como contador Geiger. § Ernest Marsden (1889-1970). físico inglés. Es gratificante saber que a veces un estudiante universitario puede ayudar a ganar un premio Nobel. Marsden pasó a contribuir significativamente al desarrollo de la ciencia en Nueva Zelanda. Machine Translated by Google 2.2 La estructura del átomo 47 Figura 2.8 (a) Diseño experimental de Rutherford para medir la dispersión de ÿ partículas por un trozo de lámina de oro. La mayoría de las partículas ÿ Papel de oro a -Partícula emisor atravesaron la lámina de oro con poca o ninguna desviación. Algunos fueron desviados en ángulos amplios. Ocasionalmente, una partícula ÿ se volvió hacia atrás. (b) Vista ampliada de las partículas ÿ que pasan y son desviadas por los núcleos. Abertura Pantalla de detección (a) (B) Las partículas cargadas positivamente en el núcleo se llaman protones. En experimentos separados, se encontró que cada protón lleva la misma cantidad de carga que un electrón y tiene una masa de 1,67262 × 10ÿ24 g, unas 1840 veces la masa del electrón con carga opuesta. En esta etapa de la investigación, los científicos percibían el átomo de la siguiente manera: la masa de un núcleo constituye la mayor parte de la masa de todo el átomo, pero el núcleo ocupa solo Una unidad común fuera del SI para la longitud atómica es el angstrom (Å; 1 Å = 100 pm). alrededor de 1/1013 del volumen del átomo. Expresamos las dimensiones atómicas (y moleculares) en términos de la unidad SI llamada picómetro (pm), donde 1 p. m. = 1 × 10ÿ12 m Un radio atómico típico es de alrededor de 100 pm, mientras que el radio de un núcleo atómico es de solo alrededor de 5 × 10ÿ3 pm. Puedes apreciar los tamaños relativos de un átomo y su núcleo imaginando que si un átomo fuera del tamaño de un estadio deportivo, el volumen de su núcleo sería comparable al de una canica pequeña. Aunque los protones están confinados en el núcleo del átomo, se concibe que los electrones están dispersos alrededor del núcleo a cierta distancia de él. El concepto de radio atómico es útil experimentalmente, pero no debemos inferir que los átomos tienen límites o superficies bien definidos. Más adelante aprenderemos que las regiones exteriores de los átomos son relativamente "borrosas". Si el tamaño de un átomo se el neutrón expandiera al de este estadio deportivo, el tamaño del núcleo sería el de una canica. ©El banco de imágenes/Getty El modelo de estructura atómica de Rutherford dejó un problema importante sin resolver. Se sabía Images que el hidrógeno, el átomo más simple, contiene sólo un protón y que el átomo de helio contiene dos protones. Por lo tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y la de un átomo de hidrógeno debe ser de 2:1. (Debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones, su contribución a la masa atómica puede ignorarse). En realidad, sin embargo, la relación es 4:1. Rutherford y otros postularon que debe haber otro tipo de partícula subatómica en el núcleo atómico; la prueba la proporcionó otro físico inglés, James Chadwick,† en 1932. Cuando Chadwick bombardeó una fina lámina de berilio con partículas ÿ , el metal emitió una radiación de muy alta energía similar a los rayos ÿ . Experimentos posteriores demostraron que los rayos en realidad consistían en un tercer tipo de partículas subatómicas. Chadwick llamó a estas partículas subatómicas neutrones, porque resultaron ser partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la de los protones. Ahora podía explicarse el misterio de la relación de masas. En el núcleo de helio hay dos protones y dos neutrones, pero en el núcleo de hidrógeno hay solo un protón y ningún neutrón; por lo tanto, la relación es 4:1. La figura 2.9 muestra la ubicación de las partículas elementales (protones, neutrones y electrones) en un átomo. Hay otras partículas subatómicas, pero el electrón, el protón y el neutrón son los tres componentes fundamentales del átomo que son importantes en química. La tabla 2.1 muestra las masas y cargas de estas tres partículas elementales. † James Chadwick (1891-1972). físico británico. En 1935 recibió el Premio Nobel de Física por demostrar la existencia de los neutrones. Machine Translated by Google Machine Translated by Google 49 2.3 Número atómico, número de masa e isótopos ejemplo, hay tres isótopos de hidrógeno. Uno, conocido simplemente como hidrógeno, tiene un protón y ningún neutrón. El isótopo deuterio contiene un protón y un neutrón, y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma aceptada de denotar el número atómico y el número de masa de un átomo de un elemento (X) es la siguiente: número de masa HACHA CON número atómico Así, para los isótopos de hidrógeno, escribimos 1 2 1H 1h 3 1H hidrógeno deuterio tritio Como otro ejemplo, considere dos isótopos comunes de uranio con números de masa de 235 y 238, respectivamente: 235U 92 238U 92 El primer isótopo se usa en reactores nucleares y bombas atómicas, mientras que el segundo isótopo carece de las propiedades necesarias para estas aplicaciones. Con la excepción del hidrógeno, que tiene diferentes nombres para cada uno de sus isótopos, los isótopos de los elementos se identifican por su número de masa. Por lo tanto, los dos isótopos anteriores se denominan uranio-235 (pronunciado “uranio dos treinta y cinco”) y uranio-238 (pronunciado “uranio dos treinta y ocho”). Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los protones y electrones en sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. Por lo tanto, los isótopos del mismo elemento tienen químicas similares, forman los mismos tipos de compuestos y muestran reactividades similares. El ejemplo 2.1 muestra cómo calcular el número de protones, neutrones y electrones. utilizando números atómicos y números másicos. Ejemplo 2.1 20Na, Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes especies: (a) 11 22Na, (c) 17O y (d) carbono-14. (b) 11 Estrategia Recuerda que el superíndice denota el número de masa (A) y el subíndice denota el número atómico (Z). El número de masa es siempre mayor que el número atómico. (La única excepción es que se muestra el subíndice, como las partes (c) yes (d),igual el número atómico se puede del símbolo o nombre el en número de masa al número atómico.) En undeducir caso donde no 1 1H, donde del elemento. Para determinar el número de electrones, recuerde que debido a que los átomos son eléctricamente neutros, el número de electrones es igual al número de protones. Solución (a) El número atómico es 11, por lo que hay 11 protones. El número de masa es 20, por lo que el número de neutrones es 20 ÿ 11 = 9. El número de electrones es el mismo que el de protones; es decir, 11. (b) El número atómico es el mismo que en (a), o 11. El número de masa es 22, por lo que el número de neutrones es 22 ÿ 11 = 11. El número de electrones es 11. Tenga en cuenta que el las especies en (a) y (b) son isótopos de sodio químicamente similares. (c) El número atómico de O (oxígeno) es 8, por lo que hay 8 protones. El número de masa es 17, por lo que hay 17 ÿ 8 = 9 neutrones. Hay 8 electrones. (d) El carbono-14 también se puede representar como 14C. El número atómico del carbono es 6, por lo que son 14 ÿ 6 = 8 neutrones. El número de electrones es 6. Ejercicio práctico ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en el siguiente isótopo de cobre: 63Cu? Problemas similares: 2.15, 2.16. 1 1H 2 1H 3 1H Machine Translated by Google 50 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Revisión de conceptos y hechos 2.3.1 ¿Cuál es el número atómico de un elemento si uno de sus isótopos tiene 117 neutrones y un número de masa de 195? 2.3.2 ¿Cuántos neutrones hay en un átomo de 114Cd? 2.3.3 ¿Cuál de los siguientes dos símbolos proporciona más información: 17O u 8O? 2.4 La tabla periódica Más de la mitad de los elementos conocidos hoy en día fueron descubiertos entre 1800 y 1900. Durante este período, los químicos notaron que muchos elementos mostraban fuertes similitudes entre sí. El reconocimiento de las regularidades periódicas en el comportamiento físico y químico y la necesidad de organizar el gran volumen de información disponible sobre la estructura y las propiedades de las sustancias elementales llevó al desarrollo de la tabla periódica, un gráfico en el que se clasifican los elementos que tienen propiedades químicas y físicas similares. agrupados. La figura 2.10 muestra la tabla periódica moderna en la que los elementos están ordenados por número atómico (Z) (que se muestra arriba del símbolo del elemento) en filas horizontales llamadas períodos y en columnas verticales conocidas como grupos o familias, de acuerdo con las similitudes en sus propiedades químicas. Los elementos se pueden dividir en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad, mientras que un no metal suele ser un mal conductor del calor y la electricidad. Un metaloide tiene propiedades intermedias entre las de los metales y las de los no metales. La figura 2.10 muestra que la mayoría de 1 1A 1 18 8A 2 H 2 2A 13 3A 14 4A 15 5A 3 4 5 6 7 8 9 10 En el Ser B C norte EL F Nació 13 14 15 Al Y 11 12 Sobre magnesio 19 20 A Ese 6A 17 7A Él dieciséis 17 18 S cl Con 4 4B 5 5B 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 Carolina del Sur Ustedes V cr Minnesota Fe Qué Ni Con zinc Georgia Dar Como Se hermano kr 3 3B 6 6B 7 7B 8 9 8B 10 11 1B dieciséis 12 2B PAGS 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 Rb señor Y Zr Nótese bien Mes tc ru Rh PD Agricultura CD En sn Sb En I Carro 55 cs 56 Licenciado en Letras 57 72 La H.f. 104 87 88 89 fr Fuera Y Rieles metaloides radiofrecuencia 73 Ejército de reserva 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 EN Re Ustedes ir por En Hg TL Pb Con un Correos En Rn 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 DB sg bh Hs Monte Ds Rg cn PEQUEÑA Florida Mc Lv ts Y 58 59 Esta PR 60 Dakota del Norte 61 62 63 64 Pm SM I Di-s sesenta y cinco también 66 67 68 69 70 71 dos Ho Es Tm Yb Lu 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 el Bien tu P.ej Pudo Soy Cm negro Cf. Es FM Maryland No Lr no metales Figura 2.10 La tabla periódica moderna. Los elementos están ordenados de acuerdo con los números atómicos sobre sus símbolos. Con la excepción del hidrógeno (H), los no metales aparecen en el extremo derecho de la tabla. Las dos filas de metales debajo del cuerpo principal de la mesa se separan convencionalmente para evitar que la mesa sea demasiado ancha. En realidad, el cerio (Ce) debería seguir al lantano (La) y el torio (Th) debería ir justo después del actinio (Ac). La designación del grupo 1-18 ha sido recomendada por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), pero aún no se usa ampliamente. En este texto, usamos la notación estadounidense estándar para los números de grupo (1A–8A y 1B–8B). Machine Translated by Google Machine Translated by Google 52 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones los elementos conocidos son los metales; solo 17 elementos son no metales y 8 elementos son metaloides. De izquierda a derecha a lo largo de cualquier período, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian gradualmente de metálicos a no metálicos. Los elementos a menudo se denominan colectivamente por su número de grupo de la tabla periódica (Grupo 1A, Grupo 2A, etc.). Sin embargo, por conveniencia, a algunos grupos de elementos se les han dado nombres especiales. Los elementos del Grupo 1A (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) se denominan metales alcalinos, y los elementos del Grupo 2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) se denominan metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo 7A (F, Cl, Br, I y At) se conocen como halógenos, y los elementos del grupo 8A (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) se denominan gases nobles o gases raros. La tabla periódica es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los elementos de forma sistemática y nos ayuda a hacer predicciones sobre el comportamiento químico. Echaremos un vistazo más de cerca a esta piedra angular de la química en el Capítulo 8. El ensayo Química en Acción “Distribución de Elementos en la Tierra y en la Vida Sistemas” describe la distribución de los elementos en la Tierra y en el cuerpo humano. Revisión de conceptos y hechos 2.4.1 Al ver la tabla periódica, ¿las propiedades químicas cambian más marcadamente a lo largo de un período o hacia abajo en un grupo? 2.4.2 Identifique lo siguiente como metal, metaloide o no metal: (a) K, (b) Se, (c) Sb, (d) W. 2.5 Moléculas e Iones De todos los elementos, solo los seis gases nobles del Grupo 8A de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) existen en la naturaleza como átomos individuales. Por esta razón, se les llama gases monoatómicos (que significa “un átomo”). La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por átomos. Moléculas Discutiremos la naturaleza de la química. Una molécula es un agregado de al menos dos átomos en un arreglo definido unidos por fuerzas bonos en los Capítulos 9 y 10. químicas (también llamados enlaces químicos). Una molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos unidos en una proporción fija, de acuerdo con la ley de las proporciones definidas enunciada en la Sección 2.1. Por lo tanto, una molécula no es necesariamente un compuesto que, por definición, se compone de dos o más elementos (ver Sección 1.4). El hidrógeno gaseoso, por ejemplo, es un elemento puro, pero consta de moléculas formadas por dos átomos de H cada una. El agua, por otro lado, es un compuesto molecular que contiene hidrógeno y oxígeno en una proporción de dos átomos de H y un átomo de O. Al igual que los átomos, las moléculas son eléctricamente neutras. 8A 1A H 2A 3A 4A 5A 6A 7A NOF cl La molécula de hidrógeno, simbolizada como H2, se llama molécula diatómica, porque contiene solo dos átomos. Otros elementos que normalmente existen como moléculas diatómicas son el nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2), así como los elementos del Grupo 7A: flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2) y yodo hermano I (I2). Por supuesto, una molécula diatómica puede contener átomos de diferentes elementos. Algunos ejemplos son el cloruro de hidrógeno (HCl) y el monóxido de carbono (CO). Elementos que existen como moléculas diatómicas. La gran mayoría de las moléculas contienen más de dos átomos. Pueden ser átomos de un mismo elemento, como en el ozono (O3), que está formado por tres átomos de oxígeno, o pueden ser combinaciones de dos o más elementos diferentes. Las moléculas que contienen más de dos átomos se llaman moléculas poliatómicas. Al igual que el ozono, el agua (H2O) y el amoníaco (NH3) son moléculas poliatómicas. iones Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones cargados positivamente en el núcleo de un átomo permanece igual durante los cambios químicos ordinarios (llamados reacciones químicas), pero negativamente. Machine Translated by Google 53 2.5 Moléculas e Iones los electrones cargados pueden perderse o ganarse. La pérdida de uno o más electrones de un átomo En el Capítulo 8 veremos por qué los neutro da como resultado un catión, un ion con una carga neta positiva. Por ejemplo, un átomo de sodio átomos de diferentes elementos ganan (o pierden) un número específico de electrones. (Na) puede perder fácilmente un electrón para convertirse en un catión de sodio, que está representado por Na+: en el átomo Na + Ion 11 protones 11 electrones 11 protones 10 electrones Por otro lado, un anión es un ion cuya carga neta es negativa debido a un aumento en el número de electrones. Un átomo de cloro (Cl), por ejemplo, puede ganar un electrón para convertirse en el ion cloruro Clÿ: Ion Clÿ Átomo de cloro 17 protones 17 electrones 17 protones 18 electrones El cloruro de sodio (NaCl), la sal de mesa ordinaria, se denomina compuesto iónico porque se forma a partir de cationes y aniones. Un átomo puede perder o ganar más de un electrón. Ejemplos de iones formados por la pérdida o ganancia de más de un electrón son Mg2+, Fe3+, S2ÿ y N3ÿ. Estos iones, así como el Na+ y el Clÿ, se denominan iones monoatómicos, porque contienen un solo átomo. La figura 2.11 muestra las cargas de varios iones monoatómicos. Con muy pocas excepciones, los metales tienden a formar cationes y los no metales forman aniones. Además, dos o más átomos pueden combinarse para formar un ion que tiene una carga neta positiva o neta negativa. Iones poliatómicos como OHÿ (ion hidróxido), CNÿ (ion cianuro) y NH4 + (ion amonio) son iones que contienen más de un átomo. Revisión de conceptos y hechos 2.5.1 ¿Qué significa S8 ? ¿En qué se diferencia del 8S? 2.5.2 Determine el número de protones y electrones de los siguientes iones: (a) P3ÿ, (b) Ti4+, (c) Ge2+.ÿ 2.5.3 ¿Cuál es el símbolo y la carga de un ion que contiene 24 protones y 22 electrones? 1 1A 18 8A 2 2A 13 3A li + na + 14 4A 15 5A dieciséis 6A F- O2– N3– C4– Mg2+ k+ Ca2+ Rb+ Sr2+ CS+ Ba2+ 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 8 Cr2+ Cr3+ Mn2+ Mn3+ Fe2+ Fe3+ 9 8B 10 Co2+ Co3+ Ni 2+ Ni3+ 11 1B con + Cu2+ agricultura + 12 Al3+ 17 7A P3– S2– Cl– 2B Zn2+ CD2+ a+ Hg2+ 2 Au3 + Hg2+ – Se2– Br Sn2+ Sn4 + Te2– I- Pb2+ Pb4+ + Figura 2.11 Iones monoatómicos comunes ordenados según sus posiciones en la tabla periódica. Tenga en cuenta que el Hg2 2 ion contiene dos átomos. Machine Translated by Google 54 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones 2.6 Fórmulas químicas Los químicos usan fórmulas químicas para expresar la composición de moléculas y compuestos iónicos en términos de símbolos químicos. Por composición entendemos no solo los elementos presentes sino también las proporciones en las que se combinan los átomos. Aquí nos ocupamos de dos tipos de fórmulas: fórmulas moleculares y fórmulas empíricas. fórmulas moleculares Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento en la unidad más pequeña de una sustancia. En nuestra discusión sobre moléculas, cada ejemplo se dio con su fórmula molecular entre paréntesis. Por tanto, H2 es la fórmula molecular del hidrógeno, O2 es oxígeno, O3 es ozono y H2O es agua. El número subíndice indica el número de átomos de un elemento presente. No hay subíndice para O en H2O porque solo hay un átomo de oxígeno en una molécula de agua, por lo que el número "uno" se omite en la fórmula. Tenga en cuenta que el oxígeno (O2) y el ozono (O3) son alótropos del oxígeno. Un alótropo es una de dos o más formas distintas de un elemento. Dos formas alotrópicas del elemento carbono, el diamante y el grafito, son dramáticamente diferentes no solo en sus propiedades, sino también en su costo relativo. modelos moleculares Las moléculas son demasiado pequeñas para que las observemos directamente. Un medio eficaz de Consulte la guarda trasera para conocer los códigos de color de los átomos. visualizarlos es mediante el uso de modelos moleculares. Actualmente se utilizan dos tipos estándar de modelos moleculares: modelos de bolas y palos y modelos de relleno de espacios (Figura 2.12). En los kits de modelos de bolas y palos, los átomos son bolas de madera o plástico con agujeros. Se utilizan palos o resortes para representar los enlaces químicos. Los ángulos que forman entre los átomos se aproximan a los ángulos de enlace en las moléculas reales. Con la excepción del átomo de H, las bolas son todas del mismo tamaño y cada tipo de átomo está representado por un color específico. En los modelos que llenan el espacio, los átomos están representados por bolas truncadas unidas por sujetadores a presión, de modo que los enlaces no son visibles. Las bolas son proporcionales en tamaño a los átomos. Molecular fórmula Hidrógeno Agua Amoníaco Metano H2 H2O NH3 CH4 H Estructural fórmula S.S HOH HNH HCH H H bola y palo modelo Relleno de espacio modelo Figura 2.12 Fórmulas moleculares y estructurales y modelos moleculares de cuatro moléculas comunes. Machine Translated by Google 55 2.6 Fórmulas químicas El primer paso para construir un modelo molecular es escribir la fórmula estructural, que muestra cómo los átomos están unidos entre sí en una molécula. Por ejemplo, se sabe que cada uno de los dos átomos de H está unido a un átomo de O en la molécula de agua. Por lo tanto, la fórmula estructural del agua es H—O—H. Una línea que conecta los dos símbolos atómicos representa un enlace químico. Los modelos de bolas y palos muestran claramente la disposición tridimensional de los átomos y son bastante fáciles de construir. Sin embargo, las bolas no son proporcionales al tamaño de los átomos. Además, los palos exageran mucho el espacio entre los átomos en una molécula. Los modelos que llenan espacios son más precisos porque muestran la variación en el tamaño atómico. Sus inconvenientes son que requieren mucho tiempo para armarlos y no muestran muy bien las posiciones tridimensionales de los átomos. El software de modelado molecular también se puede utilizar para crear modelos de bolas y palos y de relleno de espacios. Usaremos ambos modelos extensamente en este texto. Fórmulas empíricas La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, una sustancia utilizada como antiséptico y como agente blanqueador para textiles y cabello, es H2O2. Esta fórmula indica que cada molécula de peróxido de hidrógeno consta de dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno. La proporción de átomos de hidrógeno a oxígeno en esta molécula es 2:2 o 1:1. La fórmula empírica del peróxido de hidrógeno es HO. Por lo tanto, la fórmula empírica nos dice qué elementos están presentes y la relación de números enteros más simple de sus átomos. Sin embargo, las fórmulas empíricas no necesariamente nos dicen el número real de átomos en una molécula dada. Como otro ejemplo, considere el compuesto hidracina (N2H4), que se usa como combustible para cohetes. La fórmula empírica de la hidracina es NH2. Aunque la relación de nitrógeno a H2O2 hidrógeno es 1:2 tanto en la fórmula molecular (N2H4) como en la fórmula empírica (NH2), sólo la fórmula molecular nos dice el número real de átomos de N (dos) y de átomos de H (cuatro) presentes. en una molécula de hidrazina. Las fórmulas empíricas son las fórmulas químicas más simples ; se escriben reduciendo los subíndices de las fórmulas moleculares a los números enteros más pequeños posibles. Las fórmulas moleculares son las verdaderas fórmulas de las moléculas. Si conocemos la fórmula molecular, La palabra empírico significa "derivado del experimento". Como veremos en el Capítulo 3, las fórmulas empíricas se determinan experimentalmente. también conocemos la fórmula empírica, pero lo contrario no es cierto. ¿Por qué, entonces, los químicos se molestan con las fórmulas empíricas? Como veremos en el Capítulo 3, cuando los químicos analizan un compuesto desconocido, el primer paso suele ser la determinación de la fórmula empírica del compuesto. Con información adicional, es posible deducir la fórmula molecular. Para muchas moléculas, la fórmula molecular y la fórmula empírica son la misma. Algunos ejemplos son el agua (H2O), el amoníaco (NH3), el dióxido de carbono (CO2) y el metano (CH4). Los ejemplos 2.2 y 2.3 tratan sobre la escritura de fórmulas moleculares a partir de modelos moleculares y escribir fórmulas empíricas a partir de fórmulas moleculares. C norte H Ejemplo 2.2 Metilamina Escriba la fórmula molecular de la metilamina, un gas incoloro utilizado en la producción de productos farmacéuticos y pesticidas, a partir de su modelo de bola y palo, que se muestra aquí. cl H Solución Consulte las etiquetas (consulte también los documentos finales). Hay cinco átomos de H, un átomo de C y un átomo de N. Por lo tanto, la fórmula molecular es CH5N. Sin embargo, la forma estándar de escribir la fórmula molecular de la metilamina es CH3NH2 porque muestra cómo se unen los átomos en la C molécula. Ejercicio de práctica Escriba la fórmula molecular del cloroformo, que se usa como solvente y agente de limpieza. Aquí se muestra el modelo de bola y palo de cloroformo. Problemas similares: 2.47, 2.48. Cloroformo Machine Translated by Google 56 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Ejemplo 2.3 Escriba las fórmulas empíricas de las siguientes moléculas: (a) diborano (B2H6), utilizado en propulsores de cohetes; (b) fumarato de dimetilo (C8H12O4), una sustancia utilizada para tratar la psoriasis, una enfermedad de la piel; y (c) vainillina (C8H8O3), un agente aromatizante utilizado en alimentos y bebidas. Estrategia Recuerda que para escribir la fórmula empírica, los subíndices en la fórmula molecular deben convertirse a los números enteros más pequeños posibles. Solución (a) Hay dos átomos de boro y seis átomos de hidrógeno en el diborano. dividiendo el subíndices por 2, obtenemos la fórmula empírica BH3. (b) En el dimetilfumarato hay 8 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 4 de oxígeno. átomos Dividiendo los subíndices por 4, obtenemos la fórmula empírica C2H3O. Nótese que si hubiéramos dividido los subíndices por 2, habríamos obtenido la fórmula C4H6O2. Aunque la relación de átomos de carbono a hidrógeno a oxígeno en C4H6O2 es la misma que en C2H3O (2:3:1), C4H6O2 no es la fórmula más simple porque sus subíndices no están en la relación de número entero más pequeña. (c) Debido a que los subíndices en C8H8O3 ya son los números enteros más pequeños posibles, el La fórmula empírica de la vainillina es la misma que su fórmula molecular. Ejercicio práctico Escribe la fórmula empírica de la cafeína (C8H10N4O2), un estimulante que se encuentra en el té y el café. Problemas similares: 2.45, 2.46. Fórmula de compuestos iónicos Las fórmulas de los compuestos iónicos suelen ser las mismas que sus fórmulas empíricas, porque los compuestos iónicos no consisten en unidades moleculares discretas. Por ejemplo, una muestra sólida de cloruro de sodio (NaCl) consta de números iguales de iones Na+ y Clÿ dispuestos en una red tridimensional llamada red (Figura 2.13). En tal compuesto hay una proporción de cationes a aniones de 1:1, de modo que el compuesto es eléctricamente neutro. Como puede ver en la figura 2.13, ningún ion Na+ en el NaCl está asociado con un solo ion Clÿ en particular . De hecho, cada ion Na+ está igualmente retenido por seis iones Clÿ circundantes y viceversa. Por tanto, NaCl es la fórmula empírica del cloruro de sodio. En otros compuestos iónicos, la estructura real puede ser diferente, pero la disposición de los Sodio metálico que reacciona con cloro gaseoso para formar cloruro de sodio. cationes y aniones siempre es tal que todos los compuestos son eléctricamente neutros. Tenga en cuenta que las cargas del catión y el anión no se muestran en la fórmula de un compuesto iónico. ©Andrew Lambert/Fuente científica (a) (B) (C) Figura 2.13 (a) Estructura de NaCl sólido. (b) En realidad, los cationes están en contacto con los aniones. Tanto en (a) como en (b), las esferas más pequeñas representan iones Na+ y las esferas más grandes, iones Clÿ . (c) Cristales de NaCl. (c): ©Charles D. Winters/Fuente científica Machine Translated by Google 2.6 Fórmulas químicas 57 Para que los compuestos iónicos sean eléctricamente neutros, la suma de las cargas del catión y el anión en cada unidad de fórmula debe ser cero. Si las cargas del catión y el anión son numéricamente diferentes, aplicamos la siguiente regla para hacer que la fórmula sea eléctricamente neutra: el subíndice del catión es numéricamente igual a la carga del anión, y el subíndice del anión es numéricamente igual a la carga del catión. Si las cargas son numéricamente iguales, entonces no se necesitan subíndices. Esta regla se deriva del hecho de que debido a que las fórmulas de los compuestos iónicos suelen ser fórmulas empíricas, los subíndices siempre deben reducirse a las proporciones más pequeñas. Dejanos considerar algunos ejemplos. ÿ Bromuro de potasio. El catión potasio K+ y el anión bromo Brÿ se combinan para formar el compuesto iónico bromuro de potasio. La suma de los cargos es +1 + (ÿ1) = 0, por lo que no se necesitan subíndices. La fórmula es KBr. Consulte la figura 2.11 para conocer las cargas de cationes y aniones. ÿ Yoduro de zinc. El catión zinc Zn2+ y el anión yodo Iÿ se combinan para formar yoduro de zinc. La suma de las cargas de un ion Zn2+ y un ion Iÿ es +2 + (ÿ1) = +1. Para hacer que las cargas sumen cero, multiplicamos la carga ÿ1 del anión por 2 y agregamos el subíndice "2" al símbolo del yodo. Por lo tanto, la fórmula del yoduro de zinc es ZnI2. ÿ Óxido de Aluminio. El catión es Al3+ y el anión de oxígeno es O2ÿ. El siguiente diagrama nos ayuda a determinar los subíndices del compuesto formado por el catión y el anión: Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades con las fórmulas de los compuestos iónicos. Acceda a su libro electrónico Al 3+ EL 2 – para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Al2 O3 La suma de las cargas es 2(+3) + 3(ÿ2) = 0. Por tanto, la fórmula del óxido de aluminio es Al2O3. Tenga en cuenta que en cada uno de los tres ejemplos, los subíndices están en las proporciones más pequeñas. Ejemplo 2.4 El nitruro de magnesio se usa para preparar Borazon, un compuesto muy duro que se usa en herramientas de corte y piezas de máquinas. Escriba la fórmula del nitruro de magnesio, que contiene los iones Mg2+ y N3ÿ . Estrategia Nuestra guía para escribir fórmulas para compuestos iónicos es la neutralidad eléctrica; es decir, la carga total de los cationes debe ser igual a la carga total de los aniones. Como las cargas de los iones Mg2+ y N3ÿ no son iguales, sabemos que la fórmula no puede ser MgN. En su lugar, escribimos la fórmula como MgxNy, donde x e y son subíndices a determinar. Solución Para satisfacer la neutralidad eléctrica, debe cumplirse la siguiente relación: Cuando el magnesio se quema en el aire, forma tanto (+2)x + (ÿ3)y = 0 óxido de magnesio como nitruro de magnesio. ©Charles Resolviendo, obtenemos x/y = 3/2. Poniendo x = 3 y y = 2, escribimos magnesio 2 + norte 3 – Mg3 N2 Comprueba Los subíndices se reducen a la proporción de números enteros más pequeña de los átomos porque la fórmula química de un compuesto iónico suele ser su fórmula empírica. Ejercicio de práctica Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: (a) sulfato de cromo (que 2ÿ contiene Cr3+ y SO4 iones O2- ). Problemas similares: 2.43, 2.44. iones) y (b) óxido de titanio (que contiene Ti4+ y D. Winters/Fuente científica Machine Translated by Google 58 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Revisión de conceptos y hechos 2.6.1 Empareje cada uno de los diagramas que se muestran aquí con el siguiente iónico compuestos: Al2O3, LiH, Na2S, Mg(NO3)2. (Las esferas verdes representan cationes y las esferas rojas representan aniones). (a) (B) (C) (D) 2.6.2 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: (a) yoduro de calcio (que contiene los iones Ca2+ y I– ), (b) sulfuro de galio (que contiene los iones Ga3+ y S2– iones). 2.7 Nomenclatura de compuestos Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era pequeño, era posible memorizar sus nombres. Muchos de los nombres se derivaron de su apariencia física, propiedades, origen o aplicación, por ejemplo, leche de magnesia, gas hilarante, piedra caliza, soda cáustica, lejía, bicarbonato de sodio y bicarbonato de sodio. Hoy en día, el número de compuestos conocidos supera con creces los 66 millones. Afortunadamente, no es necesario memorizar sus nombres. A lo largo de los años, los químicos han ideado un sistema claro para nombrar las sustancias químicas. Las reglas se aceptan en todo el mundo, lo que facilita la comunicación entre los químicos y proporciona una forma útil de etiquetar una variedad abrumadora de sustancias. Dominar estas reglas ahora resultará beneficioso casi de inmediato a medida que avancemos con nuestro estudio de la química. Para comenzar nuestra discusión sobre la nomenclatura química, la denominación de los compuestos químicos, primero debemos distinguir entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, generalmente en combinación con elementos como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. Todos los demás compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Por conveniencia, algunos compuestos que contienen carbono, como el monóxido de carbono (CO), el dióxido de carbono (CO2), el disulfuro de carbono (CS2), los compuestos que contienen el grupo cianuro (CNÿ) y el carbonato (CO3 2ÿ) y el bicarbonato (HCO3 ÿ) los grupos se consideran compuestos inorgánicos. La Sección 2.8 da una breve introducción a los compuestos orgánicos. Para conocer los nombres y símbolos de los elementos, consulte la lista de Los elementos con sus símbolos y masas atómicas. Para organizar y simplificar nuestra aventura de nombrar compuestos, podemos dividir los compuestos inorgánicos en cuatro categorías: compuestos iónicos, compuestos moleculares, ácidos y bases e hidratos. Compuestos iónicos 1A 8A 2A 3A 4A 5A 6A 7A NO En el Al Sobre magnesio A Ese S cl hermano En la Sección 2.5 aprendimos que los compuestos iónicos se componen de cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos). Con la importante excepción del ion amonio, NH4 +, todos los cationes que nos interesan se derivan de átomos metálicos. Los cationes metálicos toman sus nombres de I Rb señor cs F los elementos. Por ejemplo, Licenciado en Letras Elemento Nombre del catión Los metales más reactivos (verde) y los no metales más reactivos (azul) se Na sodio Na+ ion sodio (o catión sodio) combinan para formar compuestos iónicos. K potasio K+ ion potasio (o catión potasio) mg de magnesio Al aluminio Mg2+ ion magnesio (o catión magnesio) Al3+ ion aluminio (o catión aluminio) Video Formación de un compuesto iónico Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios o compuestos formados a partir de solo dos elementos. Para los compuestos binarios, el primer elemento mencionado es el catión metálico, seguido del anión no metálico. Por lo tanto, NaCl es cloruro de sodio. El anión se nombra tomando la primera parte del nombre del elemento (cloro) y agregando "-uro". Potasio Machine Translated by Google 2.7 Nomenclatura de compuestos Cuadro 2.2 59 La nomenclatura “-ide” de algunos aniones monoatómicos comunes Según sus posiciones en la tabla periódica Grupo 4A Grupo 5A Grupo 6A Grupo 7A Carburo C (C4ÿ)* Nitruro de N (N3ÿ) Óxido de O (O2ÿ) F fluoruro (Fÿ) Si siliciuro (Si4ÿ) P fosfuro (P3ÿ) sulfuro de S (S2ÿ) Cloruro de cloro (Clÿ) Se seleniuro (Se2ÿ) Bromuro de Br (Brÿ) Te telururo (Te2ÿ) yoduro (Iÿ) *La palabra “carburo” también se usa para el anión C2 2ÿ. el bromuro (KBr), el yoduro de zinc (ZnI2) y el óxido de aluminio (Al2O3) también son compuestos binarios. La tabla 2.2 muestra la nomenclatura "-ide" de algunos aniones monoatómicos comunes según sus posiciones en la tabla periódica. La terminación “-uro” también se usa para ciertos grupos aniónicos que contienen diferentes elementos, como el hidróxido (OH-) y el cianuro (CN-). Así, los compuestos LiOH y KCN se denominan hidróxido de litio y cianuro de potasio, respectivamente. Estas y otras sustancias iónicas similares se denominan compuestos ternarios, lo que significa compuestos que constan de tres elementos. La tabla 2.3 enumera alfabéticamente los nombres de varios cationes y aniones comunes. Ciertos metales, especialmente los metales de transición, pueden formar más de un tipo de catión. Tomemos el hierro como ejemplo. El hierro puede formar dos cationes: Fe2+ y Fe3+. Un sistema de 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B nomenclatura más antiguo que todavía tiene un uso limitado asigna la terminación "-ous" al catión con menos cargas positivas y la terminación "-ic" al catión con más cargas positivas: Los metales de transición son los Fe2+ ion ferroso elementos de los Grupos 1B y 3B–8B Fe3+ ion férrico (consulte la Figura 2.10). Los nombres de los compuestos que estos iones de hierro forman con el cloro serían así FeCl2 cloruro ferroso FeCl3 cloruro férrico Este método de nombrar iones tiene algunas limitaciones distintas. Primero, los sufijos “-ous” y “-ic” no brindan información sobre las cargas reales de los dos cationes involucrados. Así, el ion férrico es Fe3+, pero el catión de cobre llamado cúprico tiene la fórmula Cu2+. Además, las designaciones "-ous" y "-ic" proporcionan nombres para solo dos diferentes cationes elementales. Algunos metales pueden formar tres o más iones con diferentes cargas positivas en compuestos. Por lo tanto, se ha vuelto cada vez más común designar diferentes cationes con números romanos. Esto se llama el sistema Stock†. En este sistema, el número romano I indica una carga positiva en el catión metálico, II significa dos cargas positivas en el catión metálico y así sucesivamente. Por ejemplo, los átomos de manganeso (Mn) pueden asumir varias cargas positivas diferentes: FeCl2 (izquierda) y FeCl3 (derecha). ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Mn2 +: MnO óxido de manganeso (II) Mn3+: Mn2O3 Mn4+: MnO2 óxido de manganeso (III) óxido de manganeso (IV) Estos nombres se pronuncian "óxido de manganeso-dos", "óxido de manganeso-tres" y "óxido de Los metales que no son de transición, como el manganeso-cuatro". Usando el sistema Stock, denotamos el ion ferroso y el ion férrico como hierro (II) estaño (Sn) y el plomo (Pb), también pueden formar y hierro (III), respectivamente; el cloruro ferroso se convierte en hierro (II) † Alfred E. Stock (1876–1946). químico alemán. Stock hizo la mayor parte de su investigación en la síntesis y caracterización de compuestos de boro, berilio y silicio. Fue el primer científico en explorar los peligros del envenenamiento por mercurio. más de un tipo de cationes. Machine Translated by Google 60 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Cuadro 2.3 Nombres y fórmulas de algunos cationes inorgánicos comunes y aniones Catión Anión aluminio (Al3+) bromuro (Brÿ) amonio (NH+ 4) carbonato (CO3 2ÿ) bario (Ba2+) cadmio clorato (ClO3 ÿ) (Cd2+) calcio (Ca2+) cloruro (Clÿ) cesio (Cs+) cromo(III) cromato (CrO4 2ÿ) o crómico (Cr3+) cianuro (CNÿ) cobalto(II) o cobaltoso (Co2+) cobre(I) dicromato (Cr2O7 2ÿ) o cuproso ( Cu+) cobre (II) o cúprico fosfato de dihidrógeno (H2PO4 ÿ) (Cu2+) hidrógeno (H+) hierro (II) o fluoruro (Fÿ) ferroso (Fe2+) hierro (III) o férrico hidruro (Hÿ) (Fe3+) plomo (II) o plomo (Pb2+) litio carbonato de hidrógeno o bicarbonato (HCO3 ÿ) (Li+) magnesio (Mg2+) manganeso(II) fosfato de hidrógeno (HPO4 2ÿ) o manganoso (Mn2+) mercurio(I) o sulfato de hidrógeno o bisulfato (HSO4 ÿ) mercurioso (Hg2 2+)* mercurio(II) o hidróxido (OHÿ) mercúrico (Hg2+) potasio (K+) rubidio yoduro (I-) (Rb+) plata (Ag+) sodio (Na+) nitrato (NO3ÿ ) estroncio (Sr2+) estaño (II) o estaño nitruro (N3ÿ) (Sn2+) zinc (Zn2+) nitrito (NO2 ÿ) óxido (O2ÿ) permanganato (MnO4 ÿ) peróxido (O2 2ÿ) fosfato (PO4 3ÿ) sulfato (SO4 2ÿ) sulfuro (S2ÿ) sulfito (SO3 2ÿ) tiocianato (SCNÿ) *Mercurio(I) existe como un par como se muestra. Punto caliente para estudiantes cloruro, y el cloruro férrico se llama cloruro de hierro (III). De acuerdo con la práctica moderna, preferiremos Los datos del estudiante indican que usted puede el sistema de Stock para nombrar compuestos en este libro de texto. dificultad para nombrar un compuesto iónico a partir de su fórmula. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este Los ejemplos 2.5 y 2.6 ilustran cómo nombrar compuestos iónicos y escribir fórmulas para compuestos iónicos con base en la información proporcionada en la figura 2.11 y las tablas 2.2 y 2.3. tema. Ejemplo 2.5 Nombre los siguientes compuestos: (a) Fe(NO3)2, (b) Na2HPO4 y (c) (NH4)2SO3. Estrategia Nuestra referencia para los nombres de cationes y aniones es la tabla 2.3. Tenga en cuenta que si un metal puede formar cationes de diferentes cargas (ver Figura 2.11), necesitamos usar el sistema Stock. Solución (a) El ion nitrato (NO3 ÿ) tiene una carga negativa, por lo que el ion hierro debe tener dos cargas positivas Debido a que el hierro forma iones Fe2+ y Fe3+ , necesitamos usar el sistema Stock y llamar al compuesto nitrato de hierro (II). (Continuado) Machine Translated by Google 2.7 Nomenclatura de compuestos 2ÿ (b) El catión es Na+ y el anión es HPO4 61 (fosfato de hidrógeno). Porque el sodio solo forma un tipo de ion (Na+), no es necesario utilizar sodio(I) en el nombre. El compuesto es hidrógeno fosfato de sodio. (c) El catión es NH4 es sulfito de amonio. + (ion amonio) y el anión es SO3 2ÿ (ión sulfito). El compuesto Ejercicio de práctica Nombre los siguientes compuestos: (a) PbO y (b) LiClO3. Problemas similares: 2.57(b), (e), (f). Punto caliente para estudiantes Ejemplo 2.6 Los datos del estudiante indican que usted puede dificultad para nombrar un compuesto Escriba las fórmulas químicas de los siguientes compuestos: (a) nitrato de mercurio(I), (b) óxido de cesio y (c) nitruro de estroncio. iónico a partir de su fórmula. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Estrategia Nos referimos a la tabla 2.3 para las fórmulas de cationes y aniones. Recuerde que los números romanos en el sistema Stock brindan información útil sobre las cargas del catión. Solución (a) El número romano muestra que el ion mercurio tiene una carga de +1. De acuerdo a Sin embargo, en la Tabla 2.3, el ion mercurio(I) es diatómico (es decir, Hg2 2+) y el ion nitrato es NO3 ÿ. Por lo tanto, la fórmula es Hg2(NO3)2. (b) Cada ion de óxido tiene dos cargas negativas y cada ion de cesio tiene una carga positiva (el cesio está en el Grupo 1A, al igual que el sodio). Por lo tanto, la fórmula es Cs2O. (c) Cada ion de estroncio (Sr2+) tiene dos cargas positivas y cada ion de nitruro (N3ÿ) tiene tres cargas negativas. Para que la suma de las cargas sea igual a cero, debemos ajustar el número de cationes y aniones: 3(+2) + 2(ÿ3) = 0 Por lo tanto, la fórmula es Sr3N2. Ejercicio de práctica Escriba fórmulas para los siguientes compuestos iónicos: (a) sulfato de rubidio y (b) hidruro de bario. Problemas similares: 2.59(a), (b), (d), (h), (i). Compuestos Moleculares A diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares contienen unidades moleculares individuales. Suelen estar compuestos por elementos no metálicos (ver Figura 2.10). Muchos compuestos moleculares son compuestos binarios. Nombrar compuestos moleculares binarios es similar a nombrar compuestos iónicos binarios. Primero colocamos el nombre del primer elemento en la fórmula, y el segundo elemento se nombra agregando "ide" a la raíz del nombre del elemento. Algunos ejemplos son Cloruro de hidrógeno HCl bromuro de hidrógeno HBr carburo de silicio SiC Es bastante común que un par de elementos formen varios compuestos diferentes. En estos casos, se evita la confusión al nombrar los compuestos mediante el uso de prefijos griegos. Tenga en cuenta que los subíndices de este compuesto iónico no se reducen a la proporción más pequeña porque el ion Hg(I) existe como un par o dímero. Machine Translated by Google 62 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones para indicar el número de átomos de cada elemento presente (Tabla 2.4). Considere los siguientes ejemplos: Cuadro 2.4 Prefijos griegos usados en Nomenclatura Molecular QUÉ monóxido de carbono Compuestos CO2 dióxido de carbono SO2 dióxido de azufre Prefijo Significado SO3 trióxido de azufre mononucleosis infecciosa- 1 NO2 dioxido de nitrogeno N2O4 tetróxido de dinitrógeno desde- 2 tri- 3 tetra- 4 penta- 5 maleficio- 6 no tricloruro de monofósforo. Por lo tanto, la ausencia de un prefijo para el primer elemento generalmente hepta- 7 significa que solo hay un átomo de ese elemento presente en la molécula. octava- 8 Las siguientes pautas son útiles para nombrar compuestos con prefijos: ÿ El prefijo “mono-” puede omitirse para el primer elemento. Por ejemplo, PCl3 se llama tricloruro de fósforo, no en- 9 ÿ Para los óxidos, a veces se omite la terminación “a” en el prefijo. Por ejemplo, N2O4 niños 10 puede llamarse tetróxido de dinitrógeno en lugar de tetraóxido de dinitrógeno. Las excepciones al uso de prefijos griegos son los compuestos moleculares que contienen hidrógeno. Tradicionalmente, muchos de estos compuestos se denominan por sus nombres comunes no sistemáticos o por nombres que no indican específicamente el número de átomos de H presentes: Los compuestos binarios que contienen carbono e hidrógeno son compuestos orgánicos; no siguen las mismas convenciones de nomenclatura. Discutiremos la denominación de los compuestos orgánicos en el Capítulo 24. B2H6 diborano CH4 metano SiH4 silano NH3 amoníaco PH3 fosfina H2O H2S agua sulfuro de hidrógeno Tenga en cuenta que incluso el orden de escritura de los elementos en las fórmulas de los compuestos de hidrógeno es irregular. En agua y sulfuro de hidrógeno, H se escribe primero, mientras que aparece en último lugar en los otros compuestos. Escribir fórmulas para compuestos moleculares suele ser sencillo. Por lo tanto, el nombre trifluoruro de arsénico significa que hay tres átomos de F y un átomo de As en cada molécula, y la fórmula molecular es Punto caliente para estudiantes AsF3. Tenga en cuenta que el orden de los elementos en la fórmula es el mismo que en su nombre. Los datos del estudiante indican que usted puede dificultad para nombrar compuestos moleculares. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Ejemplo 2.7 Nombre los siguientes compuestos moleculares: (a) PBr5 y (b) As2O5. Estrategia Nos referimos a la tabla 2.4 para conocer los prefijos que se usan para nombrar los compuestos moleculares. Solución (a) Debido a que hay cinco átomos de bromo presentes, el compuesto es pentabromuro de fósforo. (b) Hay dos átomos de arsénico y cinco átomos de oxígeno presentes, por lo que el compuesto es pentóxido de diarsénico. Tenga en cuenta que la "a" se omite en "penta". Ejercicio de práctica Nombre los siguientes compuestos moleculares: (a) NF3 y (b) Cl2O7. Problemas similares: 2.57(c), (i), (j). Machine Translated by Google 2.7 Nomenclatura de compuestos Ejemplo 2.8 Escriba fórmulas químicas para los siguientes compuestos moleculares: (a) trifluoruro de bromo y (b) trióxido de diboro. Estrategia Nos referimos a la tabla 2.4 para conocer los prefijos que se usan para nombrar los compuestos moleculares. Solución (a) Debido a que hay tres átomos de flúor y un átomo de bromo presentes, la fórmula es BrF3. (b) Hay dos átomos de boro y tres átomos de oxígeno presentes, por lo que la fórmula es B2O3. Ejercicio de práctica Escriba fórmulas químicas para los siguientes compuestos moleculares: (a) tetrafluoruro de azufre y (b) pentóxido de dinitrógeno. Problemas similares: 2.59(g), (j). La figura 2.14 resume los pasos para nombrar compuestos moleculares iónicos y binarios. Compuesto Iónico Catión: metal o NH4 Anión: monoatómico o Molecular + ÿ Compuestos binarios de no metales poliatómico Denominación El catión tiene una sola carga. El catión tiene más de una carga. ÿ Usar prefijos para los dos elementos presentes (El prefijo “mono–” ÿ Cationes de metales ÿ Otros cationes metálicos generalmente se omite para el primer elemento) ÿ Agregue “–ide” al alcalinos ÿ Cationes de metales alcalinotérreos ÿ Ag+, Al3+, Cd2+, Zn2+ raíz del segundo elemento Denominación Denominación ÿ Nombre el metal primero ÿ Si es un anión monoatómico, agregue “– uro” a la raíz del elemento nombre ÿ Si es un anión poliatómico, use el nombre del anión (vea la Tabla 2.3) ÿ Nombre el metal primero ÿ Especifique la carga del catión metálico con Número romano entre paréntesis ÿ Si es un anión monoatómico, agregue “–uro” a la raíz del elemento nombre ÿ Si es un anión poliatómico, use el nombre del anión (vea la Tabla 2.3) Figura 2.14 Pasos para nombrar compuestos moleculares iónicos y binarios. 63 Machine Translated by Google 64 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Ácidos y bases HCl Nomenclatura de ácidos Un ácido se puede describir como una sustancia que produce iones de hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. (H+ es equivalente a un protón y, a menudo, se lo denomina así). Las fórmulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrógeno, así como un grupo aniónico. Los aniones cuyos nombres terminan en “-uro” forman ácidos con un prefijo “hidro-” y una terminación “-ic”, como se muestra en la Tabla 2.5. En algunos casos, parece que se asignan dos nombres diferentes a la misma fórmula química. H3O+ HCl cloruro de hidrogeno HCl ácido clorhídrico Cl– El nombre asignado al compuesto depende de su estado físico. En estado gaseoso o líquido puro, el HCl es Cuando se disuelve en agua, la + molécula de HCl se convierte en Hand + Clions. El oHion asociado másestá moléculas generalmente de con aguauna y se representa como H3O un compuesto molecular llamado cloruro de hidrógeno. Cuando se disuelve en agua, las moléculas se descomponen en iones H+ y Clÿ ; en este estado, la sustancia se llama ácido clorhídrico. ÿ Los oxoácidos son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento (el elemento central). Las fórmulas de los oxoácidos generalmente se escriben con la H primero, seguida del elemento central y +. luego la O. Usamos los siguientes cinco ácidos comunes como referencia para nombrar los oxoácidos: H2CO3 H EL ácido carbónico HClO3 ácido clorhídrico HNO3 Ácido nítrico H3PO4 ácido fosfórico ácido sulfúrico H2SO4 C A menudo, dos o más oxoácidos tienen el mismo átomo central pero un número diferente de átomos de O. Comenzando con nuestros oxoácidos de referencia cuyos nombres terminan con "-ic", usamos las siguientes reglas para nombrar estos compuestos. H2CO3 1. Adición de un átomo de O al ácido “-ic”: El ácido se llama “per . . ácido .-ic”. Por lo tanto, al agregar un átomo de O al HClO3 , el ácido clórico se convierte en ácido perclórico, HClO4. H EL 2. Eliminación de un átomo de O del ácido “-ic”: El ácido se llama ácido “-ous”. Por lo tanto, el ácido nítrico, HNO3, se convierte en ácido nitroso, HNO2. 3. Eliminación de dos átomos de O del ácido “-ic”: El ácido se llama “hipo . . ácido .-oso”. Así, cuando el HBrO3 se convierte en HBrO, el ácido se denomina ácido hipobromoso. norte HNO3 Cuadro 2.5 Algunos ácidos simples Compuesto Molecular Ácido anión correspondiente HF (fluoruro de hidrógeno) HF (ácido fluorhídrico) Fÿ (fluoruro) HCl (cloruro de hidrógeno) HCl (ácido clorhídrico) Clÿ (cloruro) HBr (bromuro de hidrógeno) HBr (ácido bromhídrico) Brÿ (bromuro) HI (yoduro de hidrógeno) HI (ácido yodhídrico) yo - (yoduro) HCN (cianuro de hidrógeno) HCN (ácido cianhídrico) CNÿ (cianuro) H2S (sulfuro de hidrógeno) H2S (ácido hidrosulfúrico) S2ÿ (sulfuro) Machine Translated by Google 2.7 Nomenclatura de compuestos Eliminación de Oxoácido oxoanión todos los iones H+ ácido per– –ico sesenta y cinco Figura 2.15 Nomenclatura de oxoácidos y oxoaniones. per––comió +[O] Ácido “–ic” de referencia -comió -[EL] ácido “-oso” –Ite -[EL] ácido hipo– –oso hipo– –ito Las reglas para nombrar oxoaniones, aniones de oxoácidos, son las siguientes: 1. Cuando se eliminan todos los iones H del ácido “-ic”, el nombre del anión termina con “-ate”. Por ejemplo, el 2ÿ anión CO3 derivado del H2CO3 se llama carbonato. 2. Cuando se eliminan todos los iones H del ácido “-oso”, el nombre del anión termina con “-ite.” Así, el anión ClO2 ÿ derivado del HClO2 se denomina clorito. 3. Los nombres de los aniones en los que se han eliminado uno o más, pero no todos los iones de hidrógeno, deben indicar el número de iones H presentes. Por ejemplo, considere los aniones derivados del ácido fosfórico: H3PO4 H2PO4 ÿ HPO4 2ÿ 3ÿ PO4 EL ácido fosfórico fosfato de dihidrógeno H fosfato de hidrogeno PAGS fosfato Tenga en cuenta que generalmente omitimos el prefijo "mono-" cuando solo hay un H en el anión. La Figura 2.15 resume la nomenclatura de los oxoácidos y oxoaniones, y la Tabla 2.6 da los nombres de los H3PO4 oxoácidos y oxoaniones que contienen cloro. El ejemplo 2.9 trata de la nomenclatura de un oxoácido y un oxoanión. Cuadro 2.6 Nombres de oxoácidos y oxoaniones que contienen cloro Ácido anión correspondiente HClO4 (ácido perclórico) ClO4 ÿ (perclorato) HClO3 (ácido clorhídrico) ClO3 ÿ (clorato) HClO2 (ácido cloroso) ClO2 ÿ (clorito) HClO (ácido hipocloroso) ClOÿ (hipoclorito) Machine Translated by Google 66 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Punto caliente para estudiantes Ejemplo 2.9 Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades para nombrar oxoácidos y compuestos con oxoaniones. Acceda al SmartBook para ver más Nombre los siguientes oxoácidos y oxoaniones: (a) H2SO3, un ácido muy inestable que se forma cuando el Recursos de aprendizaje sobre este tema. SO2(g) reacciona con el agua, (b) H2AsO4 ÿ, que alguna vez se usó para controlar garrapatas y piojos en el ganado, y (c) SeO3 2ÿ, Se utiliza para fabricar vidrio incoloro. H3AsO4 es ácido arsénico y H2SeO4 es ácido selénico. Estrategia Nos referimos a la figura 2.15 y la tabla 2.6 para conocer las convenciones utilizadas para nombrar los oxoácidos y los oxoaniones. Solución (a) Empezamos con nuestro ácido de referencia, el ácido sulfúrico (H2SO4). Porque el H2SO3 tiene uno menos O átomo, se llama ácido sulfuroso. (b) Como H3AsO4 es ácido arsénico, el AsO4 3ÿ ion se llama arseniato. El H2AsO4 ÿ El anión se forma al agregar dos iones H+ a AsO4 3ÿ, por lo que H2AsO4 ÿ se llama dihidrógeno arseniato (c) El ácido original es H2SeO3. Porque el ácido tiene un átomo de O menos que el anión de ácido selénico (H2SeO4), se llama ácido selenoso. Por lo tanto, el SeO3 se llama selenita. 2ÿ derivado de H2SeO3 Ejercicio de práctica Nombre los siguientes oxoácidos y oxoaniones: (a) HBrO y (b) HSO4 ÿ. Problemas similares: 2.58(f). Bases de nombres Una base se puede describir como una sustancia que produce iones de hidróxido (OH-) cuando se disuelve en agua. Algunos ejemplos son NaOH hidróxido de sodio KOH hidróxido de potasio Ba (OH) 2 hidróxido de bario El amoníaco (NH3), un compuesto molecular en estado gaseoso o líquido puro, también se clasifica como base común. A primera vista, esto puede parecer una excepción a la definición de base. Pero tenga en cuenta que siempre que una sustancia produzca iones de hidróxido cuando se disuelva en agua, no es necesario que contenga iones de hidróxido en su estructura para ser considerada una base. En + De hecho, cuando el amoníaco se disuelve en agua, el NH3 reacciona parcialmente con el agua para producir NH4 . e iones OHÿ . Por lo tanto, se clasifica correctamente como una base. Hidratos Los hidratos son compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua unidas a ellos. Por ejemplo, en su estado normal, cada unidad de sulfato de cobre (II) tiene cinco moléculas de agua asociadas. El nombre sistemático de este compuesto es sulfato de cobre(II) pentahidratado y su fórmula se escribe como CuSO4 · 5H2O. Las moléculas de agua pueden ser expulsadas por calentamiento. Cuando esto ocurre, el compuesto resultante es CuSO4, que a veces se denomina sulfato de cobre (II) anhidro; “anhidro” significa que el compuesto ya no tiene moléculas de agua asociadas (Figura 2.16). Algunos otros hidratos son BaCl2 · 2H2O _ cloruro de bario dihidrato LiCl · H2O monohidrato de cloruro de litio MgSO4 7H2O _ sulfato de magnesio heptahidratado Sr(NO3) 2 4H2O nitrato de estroncio tetrahidratado Machine Translated by Google 2.8 Introducción a los compuestos orgánicos 67 Figura 2.16 CuSO4 · 5H2O (izquierda) es azul; CuSO4 (derecha) es blanco. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Tabla 2.7 Nombres comunes y sistemáticos de algunos compuestos Fórmula Nombre común Nombre sistemático H2O Agua Monóxido de dihidrógeno NH3 Amoníaco nitruro de trihidrógeno CO2 Hielo seco Dióxido de carbono sólido NaCl Sal de mesa Cloruro de sodio N2O Gas de la risa monóxido de dinitrógeno CaCO3 Mármol, tiza, piedra caliza Carbonato de calcio Alto Cal viva Óxido de calcio Ca(OH)2 cal apagada Hidróxido de calcio NaHCO3 Bicarbonato de sodio Hidrógeno de sodio carbonatado Na2CO3 · 10H2O Detergente Carbonato de sodio decahidratado MgSO4 7H2O _ sal de Epsom Sulfato de magnesio heptahidratado magnesio(OH)2 Leche de magnesia Hidróxido de magnesio CaSO4 · 2H2O Yeso Sulfato de calcio dihidrato Compuestos inorgánicos familiares Algunos compuestos se conocen mejor por sus nombres comunes que por sus nombres químicos sistemáticos. En la tabla 2.7 se enumeran ejemplos familiares. Revisión de conceptos y hechos 2.7.1 ¿Por qué el nombre de SeCl2, dicloruro de selenio, contiene un prefijo, pero el nombre de SrCl2, cloruro de estroncio, no lo tiene? 2.7.2 ¿Por qué es ambigua la siguiente pregunta: ¿Cuál es el nombre de HF? ¿Qué información adicional se necesita para responder la pregunta? 2.7.3 Nombre los siguientes compuestos: (a) Cs2SO3, (b) Cu(NO2)2.ÿ 2.7.4 Escriba fórmulas para los siguientes compuestos: (a) hidrógeno de cobalto (II) sulfato, (b) cianuro de cromo (III). 2.7.5 ¿Cuáles son los nombres correctos de los siguientes compuestos? (a) BrF5, (b) HIO4.ÿ 2.8 Introducción a los compuestos orgánicos El tipo más simple de compuestos orgánicos son los hidrocarburos, que contienen solo átomos de carbono e hidrógeno. Los hidrocarburos se utilizan como combustibles para calefacción doméstica e industrial, para generar electricidad y alimentar motores de combustión interna, y como materia prima para la industria química. Una clase de hidrocarburos se llama alcanos. La tabla 2.8 muestra los nombres, fórmulas y modelos moleculares de los primeros 10 alcanos de cadena lineal, en los que las cadenas de carbono no tienen ramificaciones. el nombre de un Machine Translated by Google 68 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones Tabla 2.8 Los primeros 10 alcanos de cadena lineal Nombre Fórmula Metano CH4 etano C2H6 Propano C3H8 Butano C4H10 pentano C5H12 Hexano C6H14 heptano C7H16 Octano C8H18 nonano C9H20 decano C10H22 Modelo molecular CH3OH el alcano depende de la cantidad de átomos de carbono en la molécula y todos los nombres terminan con "-ano". Comenzando con C5H12, usamos los prefijos griegos de la tabla 2.4 para indicar el número de átomos de carbono presentes. La química de los compuestos orgánicos está determinada en gran medida por los grupos CH3NH2 funcionales, que consisten en uno o unos pocos átomos unidos de una manera específica. Por ejemplo, cuando un átomo de H en el metano se reemplaza por un grupo hidroxilo (-OH), un grupo amino (-NH2) y un grupo carboxilo (-COOH), se generan las siguientes moléculas: H H OHC H H NC H2 H H metanol Metilamina HO H CC OH H Ácido acético Las propiedades químicas de estas moléculas se pueden predecir en función de la reactividad de los grupos funcionales. Aunque no se discutirá la nomenclatura de las principales clases de CH3COOH compuestos orgánicos y sus propiedades en términos de los grupos funcionales Machine Translated by Google Resumen de conceptos y hechos 69 hasta el capítulo 24, usaremos con frecuencia compuestos orgánicos como ejemplos para ilustrar los enlaces químicos, las reacciones ácido-base y otras propiedades a lo largo del libro. Revisión de conceptos y hechos 2.8.1 ¿Cuántas moléculas diferentes puedes generar reemplazando un átomo de H con un grupo hidroxilo (-OH) en butano (ver tabla 2.8)? Objetivos de aprendizaje ÿ Esbozar las hipótesis de Dalton sobre la naturaleza de la materia. (Sección 2.1) ÿ Comprender el concepto de átomo y la naturaleza de un elemento. (Sección 2.2) ÿ Evaluar la importancia de los experimentos realizados por Thomson, Millikan, Röntgen y Rutherford, y cómo influyó en nuestra comprensión de la naturaleza y estructura de los átomos. (Sección 2.2) ÿ Resumir los diferentes tipos de radiación que pueden producir las sustancias radiactivas. (Sección 2.2) ÿ Describir la ubicación y las propiedades físicas de los electrones, protones y neutrones. (Sección 2.2) ÿ Explicar la naturaleza y la importancia de los isótopos. (Sección 2.3) ÿ Calcular el número de masa de un isótopo. (Sección 2.3) ÿ Utilizar el número de masa de un isótopo para resolver el número de electrones, protones o neutrones, dada otra información relevante. (Sección 2.3) ÿ Reconocer la organización general de la tabla periódica con respecto a metales, metaloides, no metales, grupos y períodos. (Sección 2.4) ÿ Diferenciar entre moléculas e iones. (Sección 2.5) ÿ Clasificar fórmulas químicas como moleculares o empíricas. (Sección 2.6) ÿ Determinar fórmulas de compuestos iónicos. (Sección 2.6) ÿ Utilizar las reglas de nomenclatura para nombrar los diferentes tipos de compuestos, incluidos los compuestos iónicos, moleculares compuestos, ácidos, bases, oxoácidos, hidratos y alcanos simples. (Sección 2.7) ÿ Identificar los iones poliatómicos comunes junto con sus fórmulas y cargas. (Sección 2.7) ecuaciones clave número de masa = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones (2.1) Resumen de conceptos y hechos 1. La química moderna comenzó con la teoría atómica de Dalton, que establece que toda la materia está compuesta de partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos; que todos los átomos de un mismo elemento son idénticos; que los compuestos contienen átomos de diferentes elementos combinados en proporciones de números enteros; y que los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas (la ley de conservación de la masa). 2. Los átomos de los elementos constituyentes de un compuesto las masas de un elemento que se combinan con un masa del otro elemento están en una proporción de pequeño entero números (ley de las proporciones múltiples). 3. Un átomo consta de un núcleo central muy denso que contiene protones y neutrones, con electrones moviéndose alrededor del núcleo a una distancia relativamente grande de él. 4. Los protones tienen carga positiva, los neutrones no tienen carga y los electrones tienen carga negativa. Los protones y los neutrones particular siempre se combinan en las mismas proporciones en tienen aproximadamente la misma masa, que es unas 1840 veces masa (ley de las proporciones definidas). Cuando dos elementos mayor que la masa de un electrón. pueden combinarse para formar más de un tipo de compuesto, Machine Translated by Google 70 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones 5. El número atómico de un elemento es el número de protones en el núcleo de un átomo del elemento; determina la identidad de un elemento. El número de masa es la suma del número de protones compuesto. La fórmula empírica muestra las proporciones más simples de los átomos combinados en una molécula. 9. Los compuestos químicos son compuestos moleculares (en los que y el número de neutrones en el núcleo. las unidades más pequeñas son moléculas individuales discretas) o compuestos iónicos, que están hechos de cationes y aniones. 6. Los isótopos son átomos de un mismo elemento con el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. 10. Los nombres de muchos compuestos inorgánicos se pueden deducir a partir de un conjunto de reglas simples. Las fórmulas se pueden 7. Las fórmulas químicas combinan los símbolos de los elementos constituyentes con subíndices de números enteros para mostrar el tipo y número de átomos contenidos en la unidad más pequeña de escribir a partir de los nombres de los compuestos. 11. Los compuestos orgánicos contienen carbono y elementos como un compuesto. hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. El hidrocarburo es el tipo más 8. La fórmula molecular transmite el número y tipo específico de átomos simple de compuesto orgánico. combinados en cada molécula de un Palabras clave Ácido, página 64 Fórmula química, pág. 54 Metales alcalinos, pág. 52 Molécula diatómica, pág. 52 Metales alcalinotérreos, pág. 52 Electrón, pág. 44 Alótropo, pág. 54 Fórmula empírica, pág. 55 Partículas alfa (ÿ) , pág. 45 Familias, pág. 50 Rayos alfa (ÿ) , pág. 45 Rayos gamma (ÿ) , pág. 45 ley de conservación de masa, pág. 43 ley de definida proporciones, pág. 42 Ley de las No metal, pág. 50 Núcleo, pág. 46 Compuesto orgánico, pág. 58 Oxoácido, pág. 64 Oxoanión, pág. sesenta y cinco proporciones múltiples, pág. 42 Períodos, pág. 50 Anión, pág. 53 Grupos, pág. 50 Número de masa (A), pág. 48 Tabla periódica, pág. 50 Átomo, pág. 43 Halógenos, pág. 52 Metal, pág. 50 Ion poliatómico, pág. 53 Número atómico (Z), pág. 48 Hidratar, pág. 66 Metaloide, pág. 50 Molécula poliatómica, pág. 52 Base, pág. 66 Compuestos inorgánicos, pág. 58 Fórmula molecular, pág. 54 Protón, pág. 47 Partículas beta (ÿ) , pág. 45 Ión, pág. 52 Molécula, pág. 52 Radiación, pág. 43 Rayos beta (ÿ) , pág. 45 Compuesto iónico, pág. 53 Ion monoatómico, pág. 53 Radiactividad, pág. 45 Compuesto binario, pág. 58 Isótopo, pág. 48 Neutrón, pág. 47 Fórmula estructural, pág. 55 Catión, 2.5, pág. 53 Enrejado, pág. 56 Gases nobles, pág. 52 Compuesto ternario, pág. 59 Preguntas y problemas Problemas numerados en rojo resueltos en Student Solutions Manual 2.2 La estructura del átomo Problemas 2.7 El diámetro de un átomo de helio es de aproximadamente 1 × 102 pm. Supongamos que pudiéramos alinear átomos de helio uno al Preguntas de revisión lado del otro en contacto entre sí. ¿Aproximadamente cuántos 2.1 átomos se necesitarían para que la distancia de extremo a extremo fuera de 1 cm? Defina los siguientes términos: (a) partícula ÿ , (b) partícula ÿ , (c) rayo ÿ , (d) rayo X. 2.2 Nombre los tipos de radiación que se sabe que emiten los elementos radiactivos. 2.3 2.8 veces mayor que el de su núcleo. Si se magnificara un átomo de modo que el radio de su núcleo fuera de 2,0 cm, aproximadamente del tamaño de una canica, ¿cuál sería el Compare las propiedades de lo siguiente: partículas ÿ , rayos catódicos, protones, neutrones, electrones. radio del átomo en millas? (1 milla = 1609 m.) 2.4 ¿Qué significa el término “partícula fundamental”? 2.5 Describa las contribuciones de los siguientes científicos a nuestro conocimiento de la estructura atómica: JJ Thomson, RA Millikan, Ernest Rutherford, James Chadwick. 2.3 Número atómico, número de masa e isótopos Preguntas de revisión 2.9 2.6 Describe la base experimental para creer que el núcleo ocupa una fracción muy pequeña del volumen del átomo. En términos generales, el radio de un átomo es unas 10.000 Utilice el isótopo helio-4 para definir el número atómico y el número másico. ¿Por qué el conocimiento del número atómico nos permite deducir el número de electrones presentes en un átomo? Machine Translated by Google 71 Preguntas y problemas 2.5 Moléculas e Iones 2.10 ¿Por qué todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, aunque pueden tener diferentes números de masa? Preguntas de revisión 2.27 ¿Cuál es la diferencia entre un átomo y una molécula? 2.11 ¿Cómo llamamos a los átomos de los mismos elementos con diferente número de masa? 2.12 Explique el significado de cada término en el símbolo A ZX. 2.28 ¿Qué son los alótropos? Dar un ejemplo. ¿En qué se diferencian los alótropos de los isótopos? 2.29 Describa los dos modelos moleculares comúnmente utilizados. Problemas 2.13 ¿Cuál es el número de masa de un átomo de hierro que tiene 28 2.30 Dé un ejemplo de cada uno de los siguientes: (a) un catión monoatómico, (b) un anión monoatómico, (c) un catión neutrones? poliatómico, (d) un anión poliatómico. 2.14 Calcule el número de neutrones en 239Pu. 2.15 Para cada una de las siguientes especies, determine el número de protones y el número de neutrones en el núcleo: Problemas 2.31 ¿Cuáles de los siguientes diagramas representan moléculas diatómicas, moléculas poliatómicas, moléculas que no son 4 3 48ti, 2 el, 2 El, 12 24Mg, 12 25Mg, 22 79Br, 35 195 compuestos, moléculas que son compuestos o una forma elemental de la sustancia? 78 puntos 2.16 Indique el número de protones, neutrones y electricidad trons en cada una de las siguientes especies: 130 186 202 15N, 33s, 29 63Cu, 38 84 Sr, 56Ba, 74W, 80Hg 7 dieciséis 2.17 Escriba el símbolo apropiado para cada uno de los siguientes isótopos: (a) Z = 11, A = 23; (b) Z = 28, A = 64. 2.18 Escriba el símbolo apropiado para cada uno de los siguientes isótopos: (a) Z = 74, A = 186; (b) Z = 80, A = 201. 2.4 La tabla periódica (a) (B) (C) Preguntas de revisión 2.32 ¿Cuáles de los siguientes diagramas representan moléculas 2.19 ¿Qué es la tabla periódica y cuál es su importancia en el estudio diatómicas, moléculas poliatómicas, moléculas que no son de la química? compuestos, moléculas que son compuestos o una forma elemental de la sustancia? 2.20 Indique dos diferencias entre un metal y un no metal. 2.21 Escriba los nombres y símbolos de cuatro elementos en cada una de las siguientes categorías: (a) no metal, (b) metal, (c) metaloide. 2.22 Defina, con dos ejemplos, los siguientes términos: (a) metales alcalinos, (b) metales alcalinotérreos, (c) halógenos, (d) gases nobles. Problemas 2.23 Los elementos cuyos nombres terminan en “-ium” suelen ser metales; el sodio es un ejemplo. Identifique un no metal cuyo nombre también termine con “-ium”. 2.24 Describa los cambios en las propiedades (de metales a no metales o de no metales a metales) a medida que avanzamos (a) 2.33 (B) (C) Identifica los siguientes elementos o compuestos: NH3, N2, S8, NO, CO, CO2, H2, SO2. 2.34 Dé dos ejemplos de cada uno de los siguientes: (a) una molécula (a) hacia abajo en un grupo periódico y (b) a través de la diatómica que contiene átomos del mismo elemento, (b) una tabla periódica de izquierda a derecha. molécula diatómica que contiene átomos de diferentes 2.25 Consulte un manual de datos químicos y físicos (pregunte a su instructor dónde puede encontrar una copia del manual) para encontrar (a) dos metales menos densos que el agua, (b) dos metales más densos que el mercurio, (c) el más denso elemento metálico sólido conocido, (d) el elemento no metálico sólido conocido más denso. 2.26 Agrupe los siguientes elementos en pares que esperaría que muestren propiedades químicas similares: K, F, P, Na, Cl y N. elementos, (c) una molécula poliatómica que contiene átomos del mismo elemento, (d) una molécula poliatómica que contiene átomos de diferentes elementos. 2.35 Indique el número de protones y electrones en cada uno de los siguientes iones comunes: Na+, Ca2+, Al3+, Fe2+, I ÿ, Fÿ, S2ÿ, O2ÿ y N3ÿ. 2.36 Indique el número de protones y electrones en cada uno de los siguientes iones comunes: K+, Mg2+, Fe3+, Brÿ, Mn2+, C4ÿ, Cu2+. Machine Translated by Google 72 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones 2.37 Empareje las siguientes especies que contienen el mismo número de 2.50 Escriba la fórmula molecular del etanol. Los códigos de color son: electrones: Ar, Sn4+, Fÿ, Fe3+, P3ÿ, V, Ag+, N3ÿ. negro (carbono), rojo (oxígeno) y gris (hidrógeno). 2.38 Escriba los símbolos correctos para los átomos que contienen: (a) 25 protones, 25 electrones y 27 neutrones; (b) 10 protones, H 10 electrones y 12 neutrones; (c) 47 protones, 47 electrones EL y 60 neutrones; (d) 53 protones, 53 electrones y 74 neutrones; C (e) 94 protones, 94 electrones y 145 neutrones. 2.6 Fórmulas químicas Preguntas de revisión 2.51 ¿Cuál de los siguientes compuestos es probable que sea iónico? 2.39 ¿Qué representa una fórmula química? ¿Cuál es la relación de los átomos en las siguientes fórmulas moleculares? (a) NO, (b) NCl3, (c) N2O4, (d) P4O6 ¿Cuáles son probablemente moleculares? SiCl4, LiF, BaCl2, B2H6, KCl, C2H4 2.52 ¿Cuál de los siguientes compuestos es probable que sea iónico? 2.40 Defina fórmula molecular y fórmula empírica. ¿Cuáles son las similitudes y diferencias entre la fórmula empírica y la fórmula ¿Cuáles son probablemente moleculares? CH4, NaBr, BaF2, CCl4, ICl, CsCl, NF3 molecular de un compuesto? 2.41 Dé un ejemplo de un caso en el que dos moléculas tengan diferentes fórmulas moleculares pero la misma fórmula empírica. 2.53 ¿Cuál es la diferencia entre compuestos inorgánicos y compuestos 2.42 ¿Qué significa P4 ? ¿En qué se diferencia de 4P? 2.43 ¿Qué es un compuesto iónico? ¿Cómo se mantiene la neutralidad orgánicos? 2.54 ¿Cuáles son las cuatro categorías principales de compuestos eléctrica en un compuesto iónico? 2.44 2.7 Nomenclatura de compuestos Preguntas de revisión Explique por qué las fórmulas químicas de los compuestos iónicos suelen ser las mismas que sus fórmulas empíricas. inorgánicos? 2.55 Dé un ejemplo para cada compuesto binario y compuesto ternario. Problemas 2.56 ¿Qué es el sistema Stock? ¿Cuáles son sus ventajas sobre el 2.45 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: (a) antiguo sistema de denominación de cationes? óxido de sodio, (b) sulfuro de hierro (que contiene el ion 2.57 Explique por qué la fórmula HCl puede representar dos sistemas Fe2+ ), (c) sulfato de cobalto (que contiene el Co3+ y SO4 2ÿ iones), y (d) fluoruro de bario. (Insinuación: 2.58 Defina los siguientes términos: ácidos, bases, oxoácidos, químicos diferentes. oxoaniones e hidratos. Consulte la Figura 2.11.) 2.46 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: (a) bromuro de cobre (que contiene el ion Cu+), (b) óxido de Problemas manganeso (que contiene el ion Mn3+ ), (c) yoduro de 2+ ion) y ion). 2.59 Nombre estos compuestos: (a) Na2CrO4, (b) K2HPO4, (c) HBr mercurio (que contiene el ion Hg2 3ÿ (d) fosfato de magnesio (que contiene el PO4 (gas), (d) HBr (en agua), (e) Li2CO3, (f) K2Cr2O7, (g) NH4NO2, (h) PF3, (i) PF5, (j) P4O6, (k) CdI2, (l) SrSO4, (m) (Sugerencia: vea la figura 2.11.) Al(OH)3, (n) Na2CO3 · 10H2O. 2.47 ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos? (a) C2N2, (b) C6H6, (c) C9H20, (d) P4O10, (e) B2H6 2.60 Nombre estos compuestos: (a) KClO, (b) Ag2CO3, (c) FeCl2, (d) KMnO4, (e) CsClO3, (f) HIO, (g) FeO, (h) Fe2O3, (i) TiCl4, (j) NaH, (k) Li3N, (l) Na2O, (m) Na2O2, (n) FeCl3 · 6H2O. 2.48 ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos? (a) Al2Br6, (b) Na2S2O4, (c) N2O5, (d) K2Cr2O7 2.61 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) nitrito de rubidio, (b) sulfuro de potasio, (c) sulfuro de hidrógeno de 2.49 Escriba la fórmula molecular de la glicina, un aminoácido presente sodio, (d) fosfato de magnesio, (e) fosfato de hidrógeno de en las proteínas. Los códigos de color son: negro (carbono), calcio, (f) fosfato dihidrógeno de potasio, ( g) heptafluoruro de azul (nitrógeno), rojo (oxígeno) y gris (hidrógeno). yodo, (h) sulfato de amonio, (i) perclorato de plata, (j) tricloruro de boro. H EL 2.62 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) cianuro de cobre(I), (b) clorito de estroncio, (c) ácido perbrómico, (d) ácido yodhídrico, (e) fosfato amónico disódico, (f) plomo(II) ) C carbonato, (g) fluoruro de estaño (II), (h) decasulfuro de tetrafósforo, (i) óxido de mercurio (II), (j) yoduro de mercurio (I), (k) hexafluoruro de selenio. norte 2.63 El azufre (S) y el flúor (F) forman varios compuestos diferentes. Uno de ellos, el SF6, contiene 3,55 g de F por cada gramo de S. Usa la ley de las proporciones múltiples para determinar n, que representa el número Machine Translated by Google 73 Preguntas y problemas 2.74 de átomos de F en el SFn, dado que contiene 2,37 g de F por cada gramo de S. 2.64 Nombre los siguientes compuestos. EL 2.75 Cada uno de los siguientes pares de elementos reaccionará para formar un compuesto iónico. Escriba las fórmulas y nombre estos compuestos: (a) bario y oxígeno, (b) calcio y fósforo, (c) aluminio y azufre, (d) litio y nitrógeno. hermano Al F B norte Identifique los elementos representados por los siguientes símbolos y dé el número de protones y neutrones en cada 20 63 107 caso: (a) 47X, 10X, (b) 29X, (c) 182 203 234 (d) 74X, (e) 84X, (f) 94X. 2.76 Haga coincidir las descripciones [(a)–(h)] con cada uno de los siguientes elementos: P, Cu, Kr, Sb, Cs, Al, Sr, Cl. (a) un metal de transición, (b) un no metal que forma un ion -3, (c) Problemas adicionales 2.65 Se encuentra que una muestra de un compuesto de uranio pierde masa gradualmente. Explique lo que le sucede a la muestra. 2.66 ¿En cuál de los siguientes pares las dos especies se parecen más entre sí en las propiedades químicas 1H+, 1 1 14 1H y (b)? Explique. 7N(a) y 14 12 13 7N3ÿ, (c) 6C y 6C. 2.67 Un isótopo de un elemento metálico tiene número de masa 65 y 35 neutrones en el núcleo. El catión derivado del isótopo un gas noble, (d) un metal alcalino, (e) un metal que forma un ion +3, (f) un metaloide , (g) un elemento que existe como una molécula de gas diatómica, (h) un metal alcalinotérreo. 2.77 Explique por qué los aniones siempre son más grandes que los átomos de los que se derivan, mientras que los cationes siempre son más pequeños que los átomos de los que se derivan. (Sugerencia: considere la atracción electrostática entre protones y electrones). tiene 28 electrones. Escribe el símbolo de este catión. 2.78 2.68 Un isótopo de un elemento no metálico tiene número de masa 127 y 74 neutrones en el núcleo. El ion derivado del isótopo tiene 54 electrones. Escribe el símbolo de este anión. (a) Describa el experimento de Rutherford y cómo condujo a la estructura del átomo. ¿Cómo pudo estimar el número de protones en un núcleo a partir de la dispersión de las partículas ÿ ? (b) Considere el 23Na átomo. Dado que el radio y la masa del núcleo 2.69 Determine las fórmulas molecular y empírica de los compuestos que se muestran aquí. (Las esferas negras son carbono y las esferas grises son hidrógeno). (a) (B) (C) son 3,04 × 10ÿ15 m y 3,82 × 10ÿ23 g, respectivamente, calcula la densidad del núcleo en g/cm3 . el radio de unEl átomo de 23Na es 186 pm. Calcule la densidad del espacio ocupado por los electrones en el átomo de sodio. ¿Sus resultados apoyan el modelo de átomo de Rutherford? [El volumen de una esfera de radio r es (4/3)ÿr3 .] 2.79 La cafeína, que se muestra aquí, es una droga estimulante psicoactiva. Escriba la fórmula molecular y la fórmula empírica del compuesto. (D) 2.70 ¿Qué tiene de erróneo o ambiguo la frase “cuatro moléculas de NaCl”? H 2.71 Se conocen los siguientes sulfuros de fósforo: P4S3, P4S7 y P4S10. ¿Estos compuestos obedecen la ley de las proporciones múltiples? EL norte 2.72 ¿Cuáles de los siguientes son elementos, cuáles son moléculas pero no compuestos, cuáles son compuestos pero no moléculas y cuáles son compuestos y moléculas? (a) SO2, (b) S8, (c) Cs, (d) N2O5, (e) O, (f) O2, (g) O3, (h) CH4, (i) KBr, (j) S, (k) P4, (l) LiF 2.73 La siguiente tabla da números de electrones, protones y neutrones en átomos o iones de varios elementos. Conteste lo siguiente: (a) ¿Cuáles de las especies son neutrales? (b) ¿Cuáles tienen carga negativa? (c) ¿Cuáles tienen carga positiva? (d) ¿Cuáles son los símbolos convencionales para todas las especies? C 2.80 El acetaminofén, que se muestra aquí, es el ingrediente activo de Tylenol. Escriba la fórmula molecular y la fórmula empírica del compuesto. H EL Átomo o ion de elemento ABCDEFG Número de electrones 5 10 18 28 36 5 Número de protones 5 7 19 30 35 Número de neutrones 5 7 20 36 46 6 norte 9 5 9 10 C Machine Translated by Google 74 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones 2.81 ¿Qué está mal en la fórmula química de cada uno de los siguientes sulfato (RaSO4) mezclado con barita ya que el radio es el último miembro del Grupo 2A. Sin embargo, la única fuente de compuestos? (a) yodato de magnesio [Mg(IO4)2], (b) ácido fosfórico (H3PO3), (c) sulfito de bario (BaS), (d) bicarbonato de compuestos de radio en la naturaleza se encuentra en los amonio (NH3HCO3) minerales de uranio. ¿Por qué? 2.95 Enumere cinco elementos, cada uno de los cuales (a) recibe el nombre de lugares, (b) recibe el nombre de personas, (c) recibe 2.82 ¿Qué hay de malo en los nombres (entre paréntesis) de cada uno de los siguientes compuestos? SnCl4 (cloruro de estaño), (b) Cu2O el nombre de un color. (Sugerencia: consulte una fuente de [óxido de cobre (II)], (c) Co(NO3)2 Internet como Webelements.com). (nitrato de cobalto), (d) Na2Cr2O7 (cromato de sodio) 2.83 36 electrones. Escribe el símbolo de este anión. 54 26Fe2+ Símbolo protones 5 neutrones 6 electrones 86 79 dieciséis 5 2.97 El flúor reacciona con hidrógeno (H) y deuterio (D) para formar fluoruro de hidrógeno (HF) y fluoruro de deuterio (DF), donde el 117 136 18 deuterio (2 1H) es un isótopo de hidrógeno. ¿Reaccionaría una 79 cantidad dada de flúor con diferentes masas de los dos isótopos ÿ3 Carga neta 2.84 2.96 Un isótopo de un elemento no metálico tiene un número de masa de 77 y 43 neutrones en el núcleo. El ion derivado del isótopo tiene Completa los espacios en blanco en la siguiente tabla. 0 de hidrógeno? ¿Viola esto la ley de la proporción definida? (a) ¿Qué elementos tienen más probabilidades de formar Explique. compuestos iónicos? (b) ¿Qué elementos metálicos tienen más 2.98 Prediga la fórmula y el nombre de un compuesto binario formado probabilidades de formar cationes con diferentes cargas? por los siguientes elementos: (a) Na y H, (b) B y O, (c) Na y S, 2.85 Escriba la fórmula del ion común derivado de cada uno de los (d) Al y F, (e) F y O, (f) Sr y Cl. siguientes: (a) Li, (b) S, (c) I, (d) N, (e) Al, (f) Cs, (g) Mg. 2.99 Identifique cada uno de los siguientes elementos: (a) un halógeno 2.86 ¿Cuál de los siguientes símbolos proporciona más información cuyo anión contiene 36 electrones, (b) un gas noble radioactivo sobre el átomo: 23Na o 11Na? Explique. con 86 protones, (c) un elemento del grupo 6A cuyo anión 2.87 Escriba las fórmulas químicas y los nombres de los ácidos y contiene 36 electrones, (d) un álcali catión metálico que contiene oxoácidos binarios que contienen elementos del Grupo 7A. 36 electrones, (e) un catión del Grupo 4A que contiene 80 Haz lo mismo con los elementos de los Grupos 3A, 4A, 5A y 6A. electrones. 2.100 Escriba las fórmulas moleculares y los nombres de los siguientes 2.88 De los 118 elementos conocidos, solo dos son líquidos a temperatura compuestos. ambiente (25°C). ¿Qué son? (Insinuación: Un elemento es un metal familiar y el otro elemento está en el Grupo 7A). 2.89 Para los gases nobles (los elementos del Grupo 8A), 36Kr y 20 40 84 4 2He, 132 S 10Ne, ber 18 de Ar, protones y neutrones 54Xe, (a) endetermine el núcleo de el número cada átomo, y (b) determine la relación de neutrones a protones en el núcleo norte F hermano PAGS de cada átomo. Describe cualquier tendencia general que cl descubras en la forma en que esta relación cambia con el aumento del número atómico. 2.90 Enumere los elementos que existen como gases a temperatura ambiente. (Sugerencia: la mayoría de estos elementos se 2.101 Muestre las ubicaciones de (a) los metales alcalinos, (b) los metales alcalinotérreos, (c) los halógenos y (d) los gases nobles en el pueden encontrar en los Grupos 5A, 6A, 7A y 8A). siguiente esquema de una tabla periódica. 2.91 Los metales del grupo 1B, Cu, Ag y Au, se denominan metales de También dibuje líneas divisorias entre metales y metaloides y entre metaloides y no metales. acuñación. ¿Qué propiedades químicas los hacen especialmente adecuados para fabricar monedas y joyas? 2.92 Los elementos del grupo 8A de la tabla periódica se denominan gases nobles. ¿Puede sugerir qué significa "noble" en este contexto? 2.93 La fórmula del óxido de calcio es CaO. ¿Cuáles son las fórmulas del óxido de magnesio y el óxido de estroncio? 2.94 Un mineral común de bario es la barita o sulfato de bario (BaSO4). Debido a que los elementos en el mismo grupo periódico tienen propiedades químicas similares, podríamos esperar encontrar algo de radio 1A 8A 2A 3A 4A 5A 6A 7A Machine Translated by Google Preguntas y problemas 2.102 Complete los espacios en blanco en la siguiente tabla. 75 de hidrógeno, y en una muestra de acetileno, se combinan 4,56 g de carbono con 0,383 g de hidrógeno. (a) ¿Son consistentes estos Catión Anión Fórmula Nombre resultados con la ley de las proporciones múltiples? (b) Escriba fórmulas moleculares razonables para estos compuestos. bicarbonato de magnesio SrCl2 Fe3+ 2.109 Un cubo hecho de platino (Pt) tiene una longitud de arista de 1.0 cm. (a) NO2 ÿ Calcular el número de átomos de Pt en el cubo. (b) Los átomos Clorato de manganeso (II) tienen forma esférica. Por lo tanto, los átomos de Pt en el cubo no pueden llenar todo el espacio disponible. Si solo el 74 por ciento SnBr4 Co2+ 2+ Hg2 del espacio dentro del cubo está ocupado por átomos de Pt, calcule 3ÿ PO4 el radio en picometros de un átomo de Pt. La densidad del Pt es yo - 21,45 g/cm3 y la masa de un solo átomo de Pt es 3,240 × 10ÿ22 g. Cu2CO3 [El volumen de una esfera de radio r es (4/3)ÿr3 .] nitruro de litio 2.110 Un ion monoatómico tiene una carga de +2. El núcleo del átomo original Al3+ S2ÿ tiene un número de masa de 55. Si el número de neutrones en el núcleo es 1,2 veces el número de protones, ¿cuál es el nombre y 2.103 Algunos compuestos se conocen mejor por sus nombres comunes que el símbolo del elemento? por sus nombres químicos sistemáticos. Dé las fórmulas químicas de las siguientes sustancias: (a) hielo seco, (b) sal de mesa, (c) gas hilarante, (d) mármol (tiza, piedra caliza), (e) cal viva, (f) cal 2.111 En el siguiente crucigrama de 2 × 2, cada letra debe ser correcta en cuatro formas: horizontal, vertical, diagonal y por sí misma. Cuando apagada, (g) ) bicarbonato de sodio, (h) bicarbonato de sodio, (i) el rompecabezas esté completo, los cuatro espacios contendrán yeso, (j) leche de magnesia. los símbolos superpuestos de 10 elementos. Usa letras mayúsculas para cada cuadrado. Solo hay una solución correcta.* 2.104 En la Sección 2.1 se señaló que la masa y la energía son aspectos alternos de una sola entidad llamada masa-energía. La relación entre estas dos cantidades físicas es la famosa ecuación de Einstein, E = mc2 1 2 3 4 , donde E es energía, m es masa y c es la velocidad de la luz. En un experimento de combustión, se encontró que 12,096 g de moléculas de hidrógeno se combinaron con 96,000 g de moléculas de oxígeno para formar agua y liberaron 1,715 × 103 kJ de calor. Calcule el cambio de masa correspondiente en este proceso y comente si la ley de conservación de la masa se mantiene para los procesos químicos ordinarios. (Insinuación: La ecuación de Einstein se puede utilizar para calcular el cambio Horizontal 1-2: símbolo de dos letras para un metal usado en la antigüedad 3–4: Símbolo de dos letras para un metal que arde en el aire y se encuentra de masa como resultado del cambio de energía. en el Grupo 5A 1 J = 1 kg m2 /s2 y c = 3,00 × 108 m/s.) 2.105 Dibuje todas las fórmulas estructurales posibles de los siguientes hidrocarburos: CH4, C2H6, C3H8, C4H10, C5H12. 2.106 (a) Suponiendo que los núcleos tienen forma esférica, demuestre que Vertical 1–3: símbolo de dos letras para un metaloide 2–4: símbolo de dos letras para un metal utilizado en monedas de EE. UU. su radio r es proporcional a la raíz cúbica del número de masa (A). (b) En general, el radio de un núcleo viene dado por r = r0A1/3, cuadrados individuales donde r0 es una constante de proporcionalidad dada por 1,2 × 1: Un no metal colorido 10ÿ15 m. Calcula el núcleo de 3Li. (c) Dado que el radio de un 7 el volumen de la átomo de Li es 152 pm, calcule la fracción 2: Un no metal gaseoso incoloro 3: Un elemento que hace que los fuegos artificiales sean verdes 4: Un elemento que tiene usos medicinales del volumen del átomo ocupada por el núcleo. ¿Tu resultado apoya el modelo de átomo de Rutherford? 2.107 Dibuje dos fórmulas estructurales diferentes basadas en la Diagonal fórmula molecular C2H6O. ¿El hecho de que pueda tener más de 1–4: símbolo de dos letras para un elemento utilizado en electrónica un compuesto con la misma fórmula molecular es consistente con el modelo atómico de Dalton? 2–3: Símbolo de dos letras para un metal usado con Zr para fabricar alambres para imanes superconductores ¿teoría? 2.108 El etano y el acetileno son dos hidrocarburos gaseosos. Los análisis químicos muestran que en una muestra de etano, 2,65 g de carbono se combinan con 0,665 g *Reproducido con permiso de SJ Cyvin de la Universidad de Trondheim (Noruega). Este rompecabezas apareció en Chemical & Engineering News, 14 de diciembre de 1987 (p. 86) y en Chem Matters, octubre de 1988. Machine Translated by Google 76 Capítulo 2 ÿ Átomos, moléculas e iones 2.112 Nombre los siguientes ácidos. H S cl norte C EL Átomo de 56Fe, 2.113 Calcular la densidad del núcleo de un 26 2.115 El metano, el etano y el propano se muestran en la tabla 2.8. dado que la masa nuclear es 9,229 × 10ÿ23 g. A partir de su Demuestre que los siguientes datos son consistentes con la resultado, comente el hecho de que cualquier núcleo que ley de las proporciones múltiples. contenga más de un protón debe tener también neutrones masa de carbono en 1 g Muestra masa de hidrógeno en 1 g Muestra Metano 0,749 g 0,251g fórmula para el compuesto y sugiera en qué grupos periódicos etano 0,799 g 0,201g es probable que se encuentren estos elementos. Propano 0,817 g 0,183g presentes. (Sugerencia: vea el problema 2.106). 2.114 El elemento X reacciona con el elemento Y para formar un iónico compuesto que contiene iones X4+ e Y2ÿ . Escriba una Nombra un compuesto representativo. Interpretación, modelado y estimación 2.116 En el experimento de dispersión de Rutherford, una partícula ÿ se dirige directamente hacia un núcleo de oro. La partícula se detendrá cuando su energía cinética se convierta completamente 2.121 El sodio y el potasio son aproximadamente iguales en abundancia natural en la corteza terrestre y la mayoría de sus compuestos las libras son solubles. Sin embargo, la composición del agua en energía potencial eléctrica. de mar es mucho más alta en sodio que en potasio. Cuando esto suceda, ¿qué tan cerca estará la partícula ÿ con Explique. una energía cinética de 6.0 × 10ÿ14 J del núcleo? [Según la 2.122 Una técnica propuesta para reciclar bolsas plásticas de ley de Coulomb, la energía potencial eléctrica entre dos supermercado es calentarlas a 700 °C y alta presión para partículas cargadas es E = kQ1Q2/r, donde Q1 y Q2 son las formar microesferas de carbono que se pueden usar en varias cargas (en culombios) de la partícula ÿ y el núcleo de oro, r es aplicaciones. La microscopía electrónica muestra algunas la distancia de separación en metros y k es una constante igual microesferas de carbono representativas obtenidas de esta a 9,0 × 109 kg · m3 /s2 · C2 . Joule (J) es la unidad de energía manera, donde la escala se da en la esquina inferior derecha donde 1 J = 1 kg · m2 /s2 .] de la figura. Determine el número de átomos de carbono en una microesfera de carbono típica. 2.117 Estime los tamaños relativos de las siguientes especies: Li, Li+, Liÿ. 2.118 Compare el tamaño atómico de los siguientes dos isótopos de magnesio: 24Mg y 26Mg. 2.119 Usando luz visible, los humanos no podemos ver ningún objeto de menos de 2 × 10ÿ5 cm a simple vista. Aproximadamente, ¿cuántos átomos de plata deben estar alineados para que podamos ver los átomos? 2.120 Si el tamaño del núcleo de un átomo fuera el de un 5 micras guisante, ¿a qué distancia (en promedio) estarían los electrones del núcleo en metros? Respuestas a los ejercicios de práctica 2.1 29 protones, 34 neutrones y 29 electrones. (b) BaH2. 2.7 (a) trifluoruro de nitrógeno, (b) heptóxido de 2.2 CHCl3. 2.3 C4H5N2O. 2.4 (a) Cr2(SO4)3, (b) TiO2. dicloro. 2.8 (a) SF4, (b) N2O5. 2.9 (a) Ácido hipobromoso, (b) ion 2.5 (a) Óxido de plomo (II), (b) clorato de litio. 2.6 (a) Rb2SO4, sulfato de hidrógeno. Machine Translated by Google Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 77 Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 2.1.1 Sí, la proporción de átomos representados por B que se combinan con A en estos dos compuestos es (2/1):(5/2) o 4:5. 2.3.1 78. 2.3.2 66. 2.3.3 17O. 2.4.1 Las propiedades químicas cambian más marcadamente a lo largo de un período. 2.4.2 (a) Metal, (b) no metal, (c) metaloide, (d) metal. 2.5.1 S8 significa una molécula de azufre que se compone de 8 átomos de S. 8S representa 8 átomos individuales de azufre. 2.5.2 (a) 15 protones, 18 electrones, (b) 22 protones, 18 electrones, (c) 32 protones, 30 electrones. 2.5.3 Cr2+. 2.6.1 (a) Mg(NO3)2, (b) Al2O3, (c) LiH, (d) Na2S. 2.6.2 (a) CaI2, (b) Ga2S3. 2.7.1 Se y Cl son ambos no metales, por lo que SeCl2 es una molécula y se usan prefijos al nombrar el compuesto. Sr es un metal, por lo que SrCl2 es un compuesto iónico y los prefijos no son necesarios. 2.7.2 El HF puede nombrarse como molécula (fluoruro de hidrógeno) o como ácido (ácido fluorhídrico). Necesitamos saber si el compuesto se disuelve en agua. 2.7.3 (a) sulfito de cesio, (b) nitrito de cobre (II). 2.7.4 (a) Co(HSO4)2, (b) Cr(CN)3. 2.7.5 (a) Pentafluoruro de bromo, (b) ácido peryódico. 2.8.1 Dos. Elementos de diseño: Student Hot Spot (puntero con ícono web): ©LovArt/Shutterstock.com Machine Translated by Google CAPÍTULO 3 La reacción entre el aluminio y el perclorato de amonio alimenta los propulsores de cohetes sólidos para enviar este cohete al espacio. NASA BOSQUEJO DEL CAPÍTULO 3.1 Masa atomica 3.2 Número de Avogadro y la masa molar de un elemento 3.3 Masa molecular 3.4 El espectrómetro de masas 3.5 Porcentaje de Composición de Compuestos 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas 3.7 Reacciones químicas y Ecuaciones Químicas 3.8 Cantidades de reactivos y Productos 3.9 Reactivos limitantes 3.10 Rendimiento de la reacción Relaciones de masas en Reacciones químicas Machine Translated by Google 3.1 Masa atómica UNA MIRADA HACIA ADELANTE ÿ Comenzamos estudiando la masa de un átomo, que se basa en la escala de isótopos de carbono-12. A un átomo del isótopo de carbono-12 se le asigna una masa de exactamente 12 unidades de masa atómica (uma). Para trabajar con la escala de gramos más conveniente, usamos la masa molar. La masa molar del carbono-12 tiene una masa de exactamente 12 gramos y contiene un número de Avogadro (6,022 × 1023) de átomos. Las masas molares de otros elementos también se expresan en gramos y contienen el mismo número de átomos. (3.1 y 3.2) ÿ Nuestra discusión sobre la masa atómica conduce a la masa molecular, que es la suma de las masas de los átomos constituyentes presentes. Aprendemos que la forma más directa de determinar la masa atómica y molecular es mediante el uso de un espectrómetro de masas. (3.3 y 3.4) ÿ Para continuar nuestro estudio de moléculas y compuestos iónicos, aprendemos a calcular la composición porcentual de estas especies a partir de sus fórmulas químicas. (3.5) ÿ Veremos cómo se determinan las fórmulas empírica y molecular de un compuesto por experimento (3.6) ÿ A continuación, aprenderemos a escribir una ecuación química para describir el resultado de una reacción química. Una ecuación química debe balancearse para que tengamos el mismo número y tipo de átomos para los reactivos, los materiales iniciales y los productos, las sustancias formadas al final de la reacción. (3.7) ÿ Sobre la base de nuestro conocimiento de las ecuaciones químicas, procedemos a estudiar las relaciones de masa de las reacciones químicas. Una ecuación química nos permite usar el método del mol para predecir la cantidad de producto(s) formado(s), sabiendo qué cantidad de reactivo(s) se usó. Veremos que el rendimiento de una reacción depende de la cantidad de reactivo limitante presente. (Un reactivo limitante es la especie que se consume primero.) (3.8 y 3.9) ÿ Aprenderemos que el rendimiento real de una reacción es casi siempre menor que el predicho por la ecuación, llamado rendimiento teórico, debido a varias complicaciones. (3.10) Ense este capítulo, consideraremos las masas de átomos y moléculas y lodeque les sucede producen cambios químicos. Nuestra guía para esta discusión será la ley conservación decuando la masa. 3.1 Masa atómica En este capítulo, utilizaremos lo que hemos aprendido sobre la estructura y las fórmulas químicas para estudiar las relaciones de masa de los átomos y las moléculas. Estas relaciones, a su vez, nos ayudarán a explicar la composición de los compuestos y las formas en que cambia la composición. La masa de un átomo depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene. El conocimiento de la masa de un átomo es importante en el trabajo de laboratorio. Pero los átomos son partículas La Sección 3.4 describe un método para determinación de la masa atómica. extremadamente pequeñas, ¡incluso la mota de polvo más pequeña que nuestros ojos sin ayuda pueden detectar contiene hasta 1 × 1016 átomos! Claramente, no podemos pesar un solo átomo, pero es posible determinar experimentalmente la masa de un átomo en relación con otro. El primer paso es asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento dado para que pueda usarse como estándar. Por acuerdo internacional, la masa atómica (a veces llamada peso atómico) es la masa del átomo en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a una doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. El carbono-12 es el isótopo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones. Establecer la masa atómica del carbono-12 en 12 amu proporciona el estándar para medir la masa atómica de los otros elementos. Por ejemplo, los experimentos han demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene solo un 8,400 por ciento de la masa del átomo de carbono-12. Por tanto, si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser 0,08400 × 12 uma o 1,008 uma. Cálculos similares muestran que la masa atómica del oxígeno es 16,00 uma y la del hierro es 55,85 uma. Por lo tanto, aunque no sabemos cuál es la masa promedio de un átomo de hierro, sabemos que tiene aproximadamente 56 veces la masa de un átomo de hidrógeno. Una unidad de masa atómica también se llama un daltón. 79 Machine Translated by Google 80 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Masa atómica promedio Atómico 6 C 12.01 número Cuando buscas la masa atómica del carbono en una tabla periódica, encontrarás que su valor no es 12,00 uma sino 12,01 uma. La razón de la diferencia es que la mayoría de los elementos naturales (incluido el carbono) tienen más de un isótopo. Esto significa que cuando medimos la masa atómica de un elemento, Atómico masa generalmente debemos conformarnos con la masa promedio de la mezcla natural de isótopos. Por ejemplo, las abundancias naturales de carbono-12 y carbono-13 son 98,90 por ciento y 1,10 por ciento, respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono-13 es 13,00335 uma. Por lo tanto, 13C 12C la masa atómica promedio de carbono se puede calcular de la siguiente manera: 1,10% 98,90% masa atómica promedio de carbono natural = (0.9890) (12 amu) + (0.0110) (13.00335 amu) = 12,01 uma Tenga en cuenta que en los cálculos que involucran porcentajes, necesitamos convertir porcentajes en fracciones. Por ejemplo, el 98,90 por ciento se convierte en 98,90/100 o 0,9890. Debido a que hay muchos más átomos de carbono-12 que átomos de carbono-13 en el carbono natural, la masa atómica promedio está mucho más cerca de 12 uma que de 13 uma. Es importante entender que cuando decimos que la masa atómica del carbono es 12,01 uma, nos referimos al valor medio . Si los átomos de carbono pudieran examinarse individualmente, encontraríamos Abundancias naturales de isótopos C-12 y C-13. un átomo de masa atómica exactamente de 12 uma o uno de 13,00335 uma, pero nunca uno de 12,01 uma. El ejemplo 3.1 muestra cómo calcular la masa atómica promedio de un elemento. Ejemplo 3.1 El boro se utiliza en la fabricación de cerámicas y polímeros como la fibra de vidrio. Las masas 10 11 atómicas de sus dos isótopos estables 11,0093 uma, respectivamente. isótopo boro-10 también 5By (19,80 por ciento) y 5B (80,20El por ciento), son 10,0129 amu es importante como agente de captura de neutrones en los reactores nucleares. Calcular la masa atómica promedio del boro. Estrategia Cada isótopo contribuye a la masa atómica promedio en función de su abundancia relativa. Multiplicar la masa de un isótopo por su fracción de abundancia (no por ciento) dará la contribución a la masa atómica promedio de ese isótopo en particular. Solución Primero, los porcentajes de abundancia se convierten en fracciones: 19,80 por ciento a 19,80/100 o 0,1980 y 80,20 por ciento a 80,20/100 o 0,8020. Encontramos la contribución a la masa atómica promedio para cada isótopo y luego sumamos las contribuciones para obtener la masa atómica promedio. (0,1980) (10,0129 uma) + (0,8020) (11,0093 uma) = 10,8129 uma Verificar La masa atómica promedio debe estar entre las dos masas isotópicas; por lo tanto, la 11 10 respuesta es razonable. Tenga en cuenta que debido a que hay más isótopos 5B que isótopos 5B, la masa atómica promedio está más cerca de 11,0093 uma que de 10,0129 uma. Ejercicio de práctica Las masas atómicas de los dos isótopos estables de cobre, 29 (69.17 por ciento) y 63Cu 65Cu (30,83 por ciento), son 62,9296 amu y 64,9278 amu, respectivamente. 29 Calcule la masa atómica promedio del cobre. Problemas similares: 3.5, 3.6. Las masas atómicas de muchos elementos se han determinado con precisión con cinco o seis cifras El boro y la estructura de estado sólido del significativas. Sin embargo, para nuestros propósitos, normalmente usaremos masas atómicas con una boro. precisión de solo cuatro cifras significativas (consulte la Lista de los elementos con sus símbolos y masas ©Educación McGraw-Hill/Stephen Frisch atómicas). Para simplificar, omitiremos la palabra “promedio” cuando discutamos las masas atómicas de los elementos. Machine Translated by Google 3.2 Número de Avogadro y la masa molar de un elemento 81 Revisión de conceptos y hechos 3.1.1 Hay dos isótopos estables de iridio: 191Ir (190,96 amu) y 193Ir (192,96 uma). Si tuviera que elegir al azar un átomo de iridio de una gran colección de átomos de iridio, ¿qué isótopo es más probable que seleccione? 3.1.2 El elemento hipotético Q se presenta como una mezcla del 37,50 por ciento 47Q (47,054 amu) y 62,50 por ciento 51Q (50,924 amu). Calcular la masa atómica promedio de Q. 3.2 Número de Avogadro y la masa molar de un elemento Las unidades de masa atómica proporcionan una escala relativa para las masas de los elementos. Pero debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no se puede diseñar una escala útil para pesarlos en unidades calibradas de unidades de masa atómica. En cualquier situación real, tratamos con muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por tanto, es conveniente tener una unidad especial para describir un número muy grande de átomos. La idea de una unidad para denotar un número particular de objetos no es nueva. Por ejemplo, el par (2 artículos), la docena (12 artículos) y el bruto (144 artículos) son todas unidades familiares. Los químicos miden átomos y moléculas en moles. En el sistema SI, el mol (mol) es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en exactamente 12 g (o 0,012 kg) El adjetivo formado a partir del sustantivo "mole" es "molar". del isótopo carbono-12. El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA), en honor al científico italiano Amedeo Avogadro.† El valor actualmente aceptado es NA = 6,0221413 × 1023 En general, redondeamos el número de Avogadro a 6,022 × 1023. Por lo tanto, así como 1 docena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6,022 × 1023 átomos de H. La figura 3.1 muestra muestras que contienen 1 mol de cada uno de varios elementos comunes. Figura 3.1 Un mol cada uno de varios elementos comunes. Carbono (polvo de carbón negro), azufre (polvo amarillo), hierro (como clavos), alambres de cobre y mercurio (metal líquido brillante). ©Educación McGraw-Hill/Stephen Frisch † Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregua e di Cerreto (1776–1856). Físico matemático italiano. Ejerció la abogacía durante muchos años antes de interesarse por la ciencia. Su trabajo más famoso, ahora conocido como la ley de Avogadro (ver Capítulo 5), fue ignorado en gran parte durante su vida, aunque se convirtió en la base para determinar las masas atómicas a fines del siglo XIX. Machine Translated by Google 82 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas La enormidad del número de Avogadro es difícil de imaginar. Por ejemplo, esparcir 6.022 × 1023 naranjas sobre toda la superficie de la Tierra produciría una capa de 9 millas hacia el espacio. Debido a que los átomos (y las moléculas) son tan pequeños, necesitamos un gran número para estudiarlos en cantidades manejables. En los cálculos, las unidades de masa molar son g/mol o kg/mol. Hemos visto que 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una masa de exactamente 12 g y contiene 6,022 × 1023 átomos. Esta masa de carbono-12 es su masa molar (ÿ), definida como la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Tenga en cuenta que la masa molar del carbono-12 (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica en uma. Asimismo, la masa atómica del sodio (Na) es de 22,99 uma y su masa molar es de 22,99 g; la masa atómica del fósforo es 30,97 uma y su masa molar es 30,97 g; y así. Si conocemos la masa atómica de un elemento, también conocemos su masa molar. Conociendo la masa molar y el número de Avogadro, podemos calcular la masa de un solo Las masas molares de los elementos se dan en una tabla periódica. átomo en gramos. Por ejemplo, sabemos que la masa molar del carbono-12 es 12 g y que hay 6,022 × 1023 átomos de carbono-12 en 1 mol de la sustancia; por lo tanto, la masa de un átomo de carbono-12 viene dada por 12 g de átomos de carbono-12 6,022 × 1023 átomos de carbono-12 = 1,993 × 10ÿ23 gramos Podemos usar el resultado anterior para determinar la relación entre las unidades de masa atómica y los gramos. Como la masa de cada átomo de carbono-12 es exactamente 12 uma, el número de unidades de masa atómica equivalente a 1 gramo es uma 12 uma = 1 átomo de carbono-12 × 1 átomo de carbono-12 gramo 1,993 × 10ÿ23 gramos = 6.022 × 1023 uma/g Por lo tanto, 1 g = 6,022 × 10ÿ24 g y Después de un poco de práctica, puede usar las ecuaciones de la Figura 3.2 en los cálculos: n = m/ÿ y N = nNA. 1 uma = 1,661 × 10-24 g Este ejemplo muestra que el número de Avogadro se puede usar para convertir unidades de masa atómica a masa en gramos y viceversa. Las nociones de número de Avogadro y masa molar nos permiten realizar conversiones entre masa y moles de átomos y entre moles y número de átomos (Figura 3.2). Emplearemos los siguientes factores de conversión en los cálculos: 1 molX Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que masa molar de X puede tener dificultades para convertir la masa de un elemento en moles y átomos. 1 molX y 6.022 × 1023 X átomos Acceda a su libro electrónico para obtener donde X representa el símbolo de un elemento. Usando los factores de conversión adecuados, recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. podemos convertir una cantidad en otra, como muestran los ejemplos 3.2 a 3.4. Masa de elemento (m) m/ norte Número de moles nNA Número de átomos de elemento (n) N/ NA de elemento (N) Figura 3.2 Las relaciones entre la masa (m en gramos) de un elemento y el número de moles de un elemento (n) y entre el número de moles de un elemento y el número de átomos (N) de un elemento. ÿ es la masa molar (g/mol) del elemento y NA es el número de Avogadro. Machine Translated by Google 3.2 Número de Avogadro y la masa molar de un elemento 83 Ejemplo 3.2 El helio (He) es un gas valioso que se utiliza en la industria, la investigación a baja temperatura, los tanques de buceo en aguas profundas y los globos. ¿Cuántos moles de átomos de He hay en 6,46 g de He? Estrategia Nos dan gramos de helio y nos piden que resuelvamos los moles de helio. ¿Qué factor de conversión necesitamos para convertir entre gramos y moles? Organice el factor de conversión apropiado para que los gramos se cancelen y se obtenga la unidad moles para su respuesta. Solución El factor de conversión necesario para convertir entre gramos y moles es la masa molar. En la tabla periódica, vemos que la masa molar de He es 4.003 g. Esto se puede expresar como 1 mol He = 4.003 g He A partir de esta igualdad, podemos escribir dos factores de conversión 1 mol He Un helio de investigación científica 4.003 g Él y globo. 1 mol He 4.003 g Él Instalación Nacional de Globos Científicos/Palestina, Texas El factor de conversión de la izquierda es el correcto. Los gramos se cancelarán, dejando la unidad mol para la respuesta, es decir, 1 mol He 6,46 g Él × = 1,61 mol He 4.003 g Él Por tanto, hay 1,61 moles de átomos de He en 6,46 g de He. Comprueba Debido a que la masa dada (6,46 g) es mayor que la masa molar de He, esperamos tener más de 1 mol de He. Ejercicio de práctica ¿Cuántos moles de magnesio (Mg) hay en 87,3 g de Mg? Problema similar: 3.15. Ejemplo 3.3 El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza en la fabricación de latón (con cobre) y en el revestimiento de hierro para evitar la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0,356 moles de Zn? Estrategia Estamos tratando de resolver por gramos de zinc. ¿Qué factor de conversión necesitamos para convertir entre moles y gramos? Organice el factor de conversión apropiado para que los moles se cancelen y se obtengan las unidades de gramos para su respuesta. Solución El factor de conversión necesario para convertir entre moles y gramos es la masa molar. En la tabla periódica, vemos que la masa molar de Zn es 65,39 g. Esto se puede expresar como Zinc. 1 mol de Zn = 65,39 g de Zn ©Charles D. Winters/Fuente científica A partir de esta igualdad, podemos escribir dos factores de conversión 1 mol Zn y 65,39 g Zn 65,39 g Zn 1 mol Zn El factor de conversión de la derecha es el correcto. Los moles cancelarán, dejando la unidad de gramos para la respuesta. El número de gramos de Zn es 0,356 mol Zn × 65,39 g Zn 1 mol Zn = 23,3 gZn Por tanto, hay 23,3 g de Zn en 0,356 moles de Zn. (Continuado) Machine Translated by Google 84 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Verificar ¿Parece razonable una masa de 23,3 g para 0,356 moles de Zn? ¿Cuál es la masa de 1 mol de Zn? Ejercicio de práctica Calcular el número de gramos de plomo (Pb) en 12,4 moles de plomo. Problema similar: 3.16. Ejemplo 3.4 La molécula C60 se llama buckminsterfullereno porque su forma se asemeja a las cúpulas geodésicas diseñadas por el visionario arquitecto R. Buckminster Fuller. ¿Cuál es la masa (en gramos) de una molécula de C60 ? Estrategia La pregunta pide la masa de una molécula de C60 . Determine los moles de átomos de C en una molécula de C60 y luego use la masa molar de C para calcular la masa de una molécula en gramos. Solución Como una molécula de C60 contiene 60 átomos de C y 1 mol de C contiene 6,022 × 1023 átomos Buckminsterfullereno (C60) o "buckyball". de C y tiene una masa de 12,011 g, podemos calcular la masa de una molécula de C60 de la siguiente manera: 1 mol C 60 átomos de carbono × 1 molécula C60 × 1 molécula C60 × 6.022 × 1023 átomos de C 12,01g 1 mol C = 1,197 × 10ÿ21 gramo Verificar Debido a que 6,022 × 1023 átomos de C tienen una masa de 12,01 g, una molécula que contiene solo 60 átomos de carbono debería tener una masa significativamente menor. Ejercicio de práctica Los átomos de oro forman pequeños grupos que contienen un número fijo de átomos. ¿Cuál es la masa (en gramos) de un grupo de Au31 ? Problemas similares: 3.20, 3.21. Revisión de conceptos y hechos 3.2.1 Determine cuál de los siguientes contiene el mayor número de átomos: (a) 7,68 g de He, (b) 112 g de Fe, (c) 389 g de Hg. 3.2.2 ¿Cuántos moles de rubidio (Rb) hay en 3,75 × 1024 átomos de Rb? 3.2.3 ¿Cuál es la masa en gramos de 1,68 moles de vanadio (V)? 3.3 Masa molecular Si conocemos las masas atómicas de los átomos componentes, podemos calcular la masa de una molécula. La masa molecular (a veces llamada peso molecular) es la masa (en uma) de una molécula. Está determinada por la suma de las masas atómicas de cada átomo en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular de H2O es 2(masa atómica de H) + masa atómica de O o 2 (1,008 uma) + 16,00 uma = 18,02 uma En general, necesitamos multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los elementos. El ejemplo 3.5 ilustra este enfoque. Machine Translated by Google 85 3.3 Masa molecular Ejemplo 3.5 Calcule las masas moleculares (en uma) de los siguientes compuestos: (a) dióxido de azufre (SO2), un gas responsable de la lluvia ácida, y (b) cafeína (C8H10N4O2), un estimulante presente en el té, el café y las bebidas cola. bebidas Estrategia ¿Cómo se combinan las masas atómicas de diferentes elementos para dar la masa SO2 molecular de un compuesto? Solución Para calcular la masa molecular, necesitamos sumar todas las masas atómicas en la molécula. Para cada elemento, multiplicamos la masa atómica del elemento por el número de átomos de ese elemento en la molécula. Encontramos las masas atómicas en la tabla periódica. (a) Hay dos átomos de O y un átomo de S en SO2, de modo que masa molecular de SO2 = 32,07 uma + 2 (16,00 uma) = 64,07 uma (b) Hay ocho átomos de C, diez átomos de H, cuatro átomos de N y dos átomos de O en la cafeína, entonces la masa molecular de C8H10N4O2 viene dada por 8 (12,01 uma) + 10 (1,008 uma) + 4 (14,01 uma) + 2 (16,00 uma) = 194,20 uma Ejercicio de práctica ¿Cuál es la masa molecular del metanol (CH4O)?ÿ Problemas similares: 3.23, 3.24. A partir de la masa molecular podemos determinar la masa molar de una molécula o compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma). Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18,02 uma, por lo que su masa molar es 18,02 g. Tenga en cuenta que 1 mol de agua pesa 18,02 g y contiene 6,022 × 1023 moléculas de H2O , al igual que 1 mol de carbono elemental contiene 6,022 × 1023 átomos de carbono . Punto caliente para estudiantes Los datos del estudiante indican que usted puede lucha con la determinación de moles de una masa dada. Acceda al SmartBook para ver recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Como muestran los ejemplos 3.6 y 3.7, el conocimiento de la masa molar nos permite calcular Calcula el número de moles y de átomos individuales en una cantidad dada de un compuesto. Ejemplo 3.6 El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos moles de CH4 hay en 6,07 g de CH4? Estrategia Nos dan gramos de CH4 y nos piden que resuelvamos los moles de CH4. ¿Qué factor de conversión necesitamos para convertir entre gramos y moles? Organice el factor de conversión apropiado para que los gramos se CH4 cancelen y se obtengan las unidades moles para su respuesta. Solución El factor de conversión necesario para convertir entre gramos y moles es la masa molar. Primero necesitamos calcular la masa molar de CH4, siguiendo el procedimiento del Ejemplo 3.5: masa molar de CH4 = 12,01 g + 4(1,008 g) = 16,04 g Porque Quema de gas metano en una cocina. 1 mol de CH4 = 16,04 g de CH4 el factor de conversión que necesitamos debe tener gramos en el denominador para que la unidad g se cancele, dejando la unidad mol en el numerador: 1 mol de CH4 16,04 g CH4 (Continuado) ©Steve Allen/Getty Images Machine Translated by Google 86 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas ahora escribimos 1 mol de CH4 = 0,378 moles de CH4 6,07 g CH4 × 16,04 g CH4 Por tanto, hay 0,378 moles de CH4 en 6,07 g de CH4. Verificar ¿Deberían 6,07 g de CH4 ser iguales a menos de 1 mol de CH4? ¿Cuál es la masa de 1 mol de CH4? Ejercicio de práctica Calcular el número de moles de cloroformo (CHCl3) en 198 g de cloroformo. Problema similar: 3.26. Ejemplo 3.7 ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25,6 g de urea [(NH2)2CO], que se utiliza como fertilizante, en la alimentación animal y en la fabricación de polímeros? La masa molar de la urea es 60,06 g. Estrategia Se nos pide resolver los átomos de hidrógeno en 25,6 g de urea. No podemos convertir directamente de gramos de urea a átomos de hidrógeno. ¿Cómo deben usarse la masa molar y el número de Avogadro en este cálculo? ¿Cuántos moles de H hay en 1 mol de urea? Urea. Solución Para calcular el número de átomos de H, primero debemos convertir gramos de urea ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp en moles de urea utilizando la masa molar de la urea. Esta parte es similar al Ejemplo 3.2. La fórmula molecular de la urea muestra que hay cuatro moles de átomos de H en un mol de urea. molécula, por lo que la relación molar es 4:1. Finalmente, conociendo el número de moles de átomos de H, podemos calcular el número de átomos de H usando el número de Avogadro. Necesitamos dos factores de conversión: la masa molar y el número de Avogadro. Podemos combinar estas conversiones gramos de urea ÿ moles de urea ÿ moles de H ÿ átomos de H en un solo paso: 1 mol (NH2)2CO 25,6 g (NH2)2CO × 60,06 g (NH2)2CO 4 moles H × 6.022 × 1023 átomos de H × 1 mol (NH2)2CO 1 mol H = 1,03 × 1024 átomos de H Verificar ¿Parece razonable la respuesta? ¿Cuántos átomos de H contendrían 60,06 g de urea? Ejercicio de práctica ¿Cuántos átomos de H hay en 72,5 g de isopropanol (alcohol para fricciones), C3H8O?ÿ Problemas similares: 3.27, 3.28. Tenga en cuenta que la masa combinada de un ion Na+ y un ion Clÿ es igual a la masa combinada de un átomo de Na y un átomo de Cl. Finalmente, tenga en cuenta que para compuestos iónicos como NaCl y MgO que no contienen unidades moleculares discretas, usamos el término masa fórmula en su lugar. La unidad fórmula de NaCl consta de un ion Na+ y un ion Clÿ . Por lo tanto, la masa fórmula de NaCl es la masa de una unidad fórmula: masa fórmula de NaCl = 22,99 uma + 35,45 uma = 58,44 uma y su masa molar es de 58,44 g. Machine Translated by Google 3.4 El espectrómetro de masas 87 Revisión de conceptos y hechos 3.3.1 Determine la masa molecular y la masa molar del ácido cítrico, H3C6H5O7. 3.3.2 ¿Cuál es la masa en gramos de 0,382 moles de cafeína, C8H10O2N4?ÿ 3.3.3 ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 124 g de fosfato de calcio, Ca3(PO4)2? (masa molar = 310,2 g)? 3.4 El espectrómetro de masas El método más directo y preciso para determinar las masas atómicas y moleculares es la espectrometría de masas, que se muestra en la figura 3.3. En un tipo de espectrómetro de masas, una muestra gaseosa es bombardeada por una corriente de electrones de alta energía. Las colisiones entre los electrones y los átomos (o moléculas) gaseosos producen iones positivos al desalojar un electrón de cada átomo o molécula. Estos iones positivos (de masa m y carga e) son acelerados por dos placas de carga opuesta cuando pasan a través de las placas. Los iones emergentes son desviados en un camino circular por un imán. El radio de la trayectoria depende de la relación carga-masa (es decir, e/ m). Los iones con una relación e/ m más pequeña trazan una curva más ancha que los que tienen una relación e/ m más grande , de modo que los iones con cargas iguales pero masas diferentes se separan entre sí. La masa de cada ion (y, por lo tanto, su átomo o molécula principal) se determina a partir de la magnitud de su desviación. Finalmente, los iones llegan al detector, que registra una corriente para cada tipo de ion. La cantidad de corriente generada es directamente proporcional al número de iones, por lo que nos permite determinar la abundancia relativa de isótopos. El primer espectrómetro de masas, desarrollado en la década de 1920 por el físico inglés F. W. Aston,† era tosco para los estándares actuales. Sin embargo, proporcionó evidencia indiscutible de la existencia de isótopos: neón-20 (masa atómica 19,9924 uma y abundancia natural 90,92 por ciento) y neón-22 (masa atómica 21,9914 uma y abundancia natural 8,82 por ciento). Cuando se dispuso de espectrómetros de masas más sofisticados y sensibles, los científicos se sorprendieron al descubrir que el neón tiene un tercer isótopo estable con una masa atómica de 20,9940 uma y una abundancia natural del 0,257 por ciento (Figura 3.4). Esta Detector pantalla Acelerador platos Electrón Haz Imán Haz de iones Muestra gas Filamento Figura 3.3 Diagrama esquemático de un tipo de espectrómetro de masas. † Francisco Guillermo Aston (1877-1945). Químico y físico inglés. Fue galardonado con el Premio Nobel de Química en 1922 por desarrollar el espectrómetro de masas. Tenga en cuenta que es posible determinar la masa molar de un compuesto sin conocer su fórmula química. Machine Translated by Google 88 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas 20 10Ne(90,92%) 21 22 10Ne(0,26%) 19 21 20 10Ne(8,82%) 22 23 Masa atómica (uma) Figura 3.4 El espectro de masas de los tres isótopos de neón. El ejemplo ilustra cuán importante es la precisión experimental para una ciencia cuantitativa como la química. Los primeros experimentos no pudieron detectar el neón-21 porque su abundancia natural es solo del 0,257 por ciento. En otras palabras, solo 26 de cada 10 000 átomos de Ne son neón-21. Las masas de las moléculas se pueden determinar de manera similar mediante el espectrómetro de masas. Revisión de conceptos y hechos 3.4.1 Explique cómo el espectrómetro de masas permite a los químicos determinar la masa atómica promedio del cloro, que tiene dos isótopos estables (35Cl y 37Cl). 3.5 Porcentaje de Composición de Compuestos Como hemos visto, la fórmula de un compuesto nos dice el número de átomos de cada elemento en una unidad del compuesto. Sin embargo, supongamos que necesitamos verificar la pureza de un compuesto para usarlo en un experimento de laboratorio. A partir de la fórmula podríamos calcular qué porcentaje de la masa total del compuesto es aportado por cada elemento. Luego, al comparar el resultado con la composición porcentual obtenida experimentalmente para nuestra muestra, pudimos determinar la pureza de la muestra. La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene dividiendo la masa de cada elemento en 1 mol del compuesto por la masa molar del compuesto y multiplicando por 100 por ciento. Matemáticamente, la composición porcentual de un elemento en un compuesto se expresa como n × masa molar del elemento composición porcentual de un elemento = × 100% (3.1) masa molar del compuesto donde n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto. Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. Las masas molares de H2O2, H y O son 34,02 g, 1,008 g y 16,00 g, respectivamente. Por lo tanto, la composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente manera: H2O2 2 × 1,008 g H % H = × 100 % = 5,926 % 34,02 g H2O2 2 × 16,00 g O %O = × 100% = 94,06% 34,02 g H2O2 Machine Translated by Google 89 3.5 Porcentaje de Composición de Compuestos La suma de los porcentajes es 5,926% + 94,06% = 99,99%. La pequeña discrepancia del 100 por ciento se debe a la forma en que redondeamos las masas molares de los elementos. Si hubiéramos utilizado la fórmula empírica HO para el cálculo, habríamos obtenido los mismos porcentajes. Esto es así porque tanto la fórmula molecular como la fórmula empírica nos indican la composición porcentual en masa del compuesto. Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener problemas con la composición porcentual en masa. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Ejemplo 3.8 El ácido fosfórico (H3PO4) es un líquido incoloro almibarado que se usa en detergentes, fertilizantes, pastas dentales y en bebidas carbonatadas para darle un sabor "ácido". Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. Estrategia Recuerde el procedimiento para calcular un porcentaje. Supongamos que tenemos 1 mol de H3PO4. El porcentaje en masa de cada elemento (H, P y O) viene dado por la masa molar combinada de los átomos del elemento en 1 mol de H3PO4 dividida por la masa molar de H3PO4, luego multiplicada H3PO4 por 100 por ciento. Solución La masa molar de H3PO4 es 97,99 g. El porcentaje en masa de cada uno de los elementos en H3PO4 se calcula de la siguiente manera: 3 (1,008 g) H % H = × 100 % = 3,086 % 97,99 g H3PO4 %P= 30,97 g P × 100% = 31,61% 97,99 g H3PO4 %O = 4 (16,00 g) O. × 100% = 65,31% 97,99 g H3PO4 Punto caliente para estudiantes Verifique ¿Los porcentajes suman 100 por ciento? La suma de los porcentajes es (3,086% + 31,61% + 65,31%) = 100,01%. La pequeña discrepancia del 100 por ciento se debe a la forma en que redondeamos. Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades para determinar fórmulas empíricas. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Ejercicio de práctica Calcular la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos del ácido sulfúrico (H2SO4).ÿ Problema similar: 3.38. Masa por ciento El procedimiento utilizado en el ejemplo se puede invertir si es necesario. Dada la composición porcentual en masa de un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica del compuesto (Figura 3.5). Como estamos tratando con porcentajes y la suma de todos los porcentajes es 100 por ciento, es conveniente suponer que empezamos con 100 g de un compuesto, como muestra el ejemplo 3.9. Convertir a gramos y dividir por masa molar lunares de cada elemento Dividir por el más pequeño número de moles Ejemplo 3.9 Relaciones molares de elementos El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto. Se compone de 40,92 por ciento de carbono (C), 4,58 por ciento de hidrógeno (H) y 54,50 por ciento de oxígeno (O) en masa. Determine su fórmula Cambiar a empírica. subíndices enteros Estrategia En una fórmula química, los subíndices representan la proporción del número de moles de cada elemento que se combinan para formar un mol del compuesto. ¿Cómo podemos convertir Empírico fórmula de porcentaje en masa a moles? Si suponemos una muestra exactamente de 100 g del compuesto, ¿sabemos la masa de cada elemento en el compuesto? ¿Cómo convertimos entonces de gramos a Figura 3.5 Procedimiento para calcular moles? la fórmula empírica de un compuesto a partir (Continuado) de sus composiciones porcentuales. Machine Translated by Google 90 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Solución Si tenemos 100 g de ácido ascórbico, entonces cada porcentaje se puede convertir directamente a gramos. En esta muestra habrá 40,92 g de C, 4,58 g de H y 54,50 g de O. Debido a que los subíndices en la fórmula representan una relación molar, necesitamos convertir los gramos de cada elemento a moles. El factor de conversión necesario es la masa molar de cada elemento. Sea n el número de moles de cada elemento de modo que 1 mol C nC = 40,92 g C × nH = 4,58 g H × La fórmula molecular del ácido nO = 54,50 g O × ascórbico es C6H8O6. 12,01 gC 1 mol H 1,008 g H 1 mol O = 3407 mol C = 4,54 mol H = 3.406 mol O 16,00 g O. Así llegamos a la fórmula C3.407H4.54O3.406, que da la identidad y las proporciones molares de los átomos presentes. Sin embargo, las fórmulas químicas se escriben con números enteros. Intente convertir a números enteros dividiendo todos los subíndices por el subíndice más pequeño (3.406): 3.407 C: ÿ 1 3.406 4.54 H: = 1,33 3,406 3.406 O: = 1 3.406 donde el signo ÿ significa “aproximadamente igual a”. Esto da CH1.33O como fórmula para el ácido ascórbico. Luego, necesitamos convertir 1.33, el subíndice de H, en un número entero. Esto se puede hacer mediante un procedimiento de prueba y error: 1,33 × 1 = 1,33 1,33 × 2 = 2,66 1,33 × 3 = 3,99 ÿ 4 Como 1,33 × 3 nos da un número entero (4), multiplicamos todos los subíndices por 3 y obtenemos C3H4O3 como fórmula empírica del ácido ascórbico. Verificar ¿Se reducen los subíndices en C3H4O3 a los números enteros más pequeños? Ejercicio de práctica Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en masa: K: 24,75 por ciento; manganeso: 34,77 por ciento; O: 40,51 por ciento. Problemas similares: 3.43, 3.44. Los químicos a menudo quieren saber la masa real de un elemento en cierta masa de un compuesto. Por ejemplo, en la industria minera, esta información informará a los científicos sobre la calidad del mineral. Debido a que la composición porcentual en masa de los elementos en la sustancia se puede calcular fácilmente, este problema se puede resolver de una manera bastante directa. Ejemplo 3.10 La calcopirita (CuFeS2) es un mineral principal de cobre. Calcula la cantidad de kilogramos de Cu en 3,71 × 103 kg de calcopirita. Estrategia La calcopirita se compone de Cu, Fe y S. La masa de Cu se basa en su porcentaje en masa en el compuesto. ¿Cómo calculamos el porcentaje de masa de un elemento? Calcopirita. ©El Museo de Historia Natural/Alamy Stock Photo Solución Las masas molares de Cu y CuFeS2 son 63,55 gy 183,5 g, respectivamente. Por lo tanto, el porcentaje en masa de Cu es masa molar de Cu % Cu = × 100% masa molar de CuFeS2 = 63,55 gramos × 100% = 34,63% 183,5 gramos (Continuado) Machine Translated by Google 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas 91 Para calcular la masa de Cu en una muestra de CuFeS2 de 3,71 × 103 kg, necesitamos convertir el porcentaje a una fracción (es decir, convertir 34,63 por ciento a 34,63/100, o 0,3463) y escribir masa de Cu en CuFeS2 = 0,3463 × (3,71 × 103 kg) = 1,28 × 103 kg Comprobación Como estimación aproximada, tenga en cuenta que el porcentaje de masa de Cu es aproximadamente 1 el 33 por ciento, de modo que un tercio de la masa debe ser Cu, es decir, esta cantidad está bastante cerca de la 3 × 3,71 × 103 kg ÿ 1,24 × 103 kg. respuesta. Ejercicio de práctica Calcular el número de gramos de Al en 371 g de Al2O3.ÿ Problema similar: 3.41. Revisión de conceptos y hechos 3.5.1 Sin hacer cálculos detallados, estimar si el porcentaje la composición en masa de Sr es mayor o menor que la del O en el nitrato de estroncio [Sr(NO3)2].ÿ 3.5.2 ¿Cuál es la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos presentes en el ácido fumárico, C4H4O4?ÿ 3.5.3 Determine la fórmula empírica de un compuesto que tenga la siguiente composición porcentual en masa: P: 43,64 por ciento; O: 56,36 por ciento. 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas El hecho de que podamos determinar la fórmula empírica de un compuesto si conocemos la composición porcentual nos permite identificar compuestos experimentalmente. El procedimiento es el siguiente. Primero, el análisis químico nos dice el número de gramos de cada elemento presente en una cantidad dada de un compuesto. Luego, convertimos las cantidades en gramos a número de moles de cada elemento. Finalmente, usando el método dado en el Ejemplo 3.9, encontramos la fórmula empírica del compuesto. Como ejemplo específico, consideremos el compuesto etanol. Cuando se quema etanol en un aparato como el que se muestra en la figura 3.6, se emite dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O) . Como no había carbono ni hidrógeno en el gas de entrada, podemos concluir que tanto el carbono (C) como el hidrógeno (H) estaban presentes en el etanol y que el oxígeno (O) también puede estar presente. (Se agregó oxígeno molecular en el proceso de combustión, pero parte del oxígeno también puede provenir de la muestra de etanol original). Figura 3.6 Aparato para determinar la fórmula empírica del etanol. Los absorbentes son sustancias que pueden retener agua y dióxido de carbono, respectivamente. CuO se utiliza para garantizar la combustión completa de todo el carbono a CO2. Muestra CO2 amortiguador H2O amortiguador O2 CuO Horno Machine Translated by Google Machine Translated by Google 92 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Las masas de CO2 y de H2O producidas se pueden determinar midiendo el aumento de masa de los absorbentes de CO2 y H2O , respectivamente. Suponga que en un experimento la combustión de 11,5 g de etanol produjo 22,0 g de CO2 y 13,5 g de H2O. Podemos calcular la masa de carbono e hidrógeno en la muestra original de 11,5 g de etanol de la siguiente manera: 1 mol de CO2 masa de C = 22,0 g CO2 × 1 mol C × × 1 mol C 1 mol de CO2 44,01 g CO2 12,01 gC = 6,00 g C 1 mol de H2O masa de H = 13,5 g H2O × 2 moles H × 18,02 g H2O × 1 mol de H2O 1,008 g H 1 mol H = 1,51 g H Así, 11,5 g de etanol contienen 6,00 g de carbono y 1,51 g de hidrógeno. El der restante debe ser oxígeno, cuya masa es masa de O = masa de la muestra ÿ (masa de C + masa de H) = 11,5 gramos ÿ (6,00 gramos + 1,51 gramos) = 4,0 gramos El número de moles de cada elemento presente en 11,5 g de etanol es 1 mol C = 0.500 mol C moles de C = 6.00 g C × 12,01 gC 1 mol H = 1,50 mol H moles de H = 1,51 g H × 1,008 g H 1 mol O = 0.25 mol O muelas of O = 4.00 g O × 16,00 g O. Por tanto, la fórmula del etanol es C0,50H1,5O0,25 (redondeamos el número de moles a dos cifras significativas). Como el número de átomos debe ser un número entero, dividimos los subíndices por 0,25, el subíndice más pequeño, y obtenemos la fórmula empírica C2H6O. Ahora podemos entender mejor la palabra "empírico", que literalmente significa "basado solo en la observación y la medición". La fórmula empírica del etanol se determina a partir del análisis del compuesto en términos de sus elementos componentes. No se requiere conocimiento de cómo se unen los átomos en el compuesto. Sucede que la fórmula molecular del etanol es la misma que su fórmula empírica. Determinación de Fórmulas Moleculares La fórmula calculada a partir de la composición porcentual en masa es siempre la fórmula empírica, porque los subíndices de la fórmula siempre se reducen a los números enteros más pequeños. Para Punto caliente para estudiantes calcular la fórmula molecular real, debemos conocer el valor aproximado Los datos de los estudiantes indican que masa molar del compuesto además de su fórmula empírica. Sabiendo que la masa molar de un compuesto puede tener dificultades con el análisis de combustión y la determinación de fórmulas moleculares. Acceda a su libro electrónico para obtener debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica, podemos usar la masa molar para encontrar la fórmula molecular, como lo demuestra el ejemplo 3.11. recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Ejemplo 3.11 Una muestra de un compuesto contiene 30,46 por ciento de nitrógeno y 69,54 por ciento de oxígeno en masa, según lo determinado por un espectrómetro de masas. En un experimento separado, se encuentra que la masa molar del compuesto está entre 90 gy 95 g. Determine la fórmula molecular y la masa molar precisa del compuesto. (Continuado) Machine Translated by Google 93 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas Estrategia Para determinar la fórmula molecular, primero necesitamos determinar la fórmula empírica. La comparación de la masa molar empírica con la masa molar determinada experimentalmente revelará la relación entre la fórmula empírica y la fórmula molecular. Solución Empezamos suponiendo que hay 100 g del compuesto. Luego, cada porcentaje se puede convertir directamente a gramos, es decir, 30,46 g de N y 69,54 g de O. Sea n el número de moles de cada elemento de modo que 1 mol N = 2,174 mol N nN = 30,46 g N × 14,01 g norte 1 mol O nO = 69,54 g O × = 4.346 mol O 16,00 g O. Así llegamos a la fórmula N2.174O4.346, que da la identidad y las proporciones de los átomos presentes. Sin embargo, las fórmulas químicas se escriben con números enteros. Intente convertir a números enteros dividiendo los subíndices por el subíndice más pequeño (2.174). Después de redondear, obtenemos NO2 como fórmula empírica. La fórmula molecular puede ser la misma que la fórmula empírica o alguna integral múltiplo de ella (por ejemplo, dos, tres, cuatro o más veces la fórmula empírica). La comparación de la relación entre la masa molar y la masa molar de la fórmula empírica mostrará la relación integral entre las fórmulas empírica y molecular. La masa molar de la fórmula empírica NO2 es masa molar empírica = 14,01 g + 2(16,0 g) = 46,01 g A continuación, determinamos la relación entre la masa molar y la masa molar empírica masa molar masa molar empírica = 90g ÿ2 46,01g La masa molar es el doble de la masa molar empírica. Esto significa que hay dos unidades de NO2 en cada molécula del compuesto y la fórmula molecular es (NO2)2 o N2O4. La masa molar real del compuesto es dos veces la masa molar empírica, que es 2 (46,01 g) o 92,02 g, que está entre 90 gy 95 g. Comprobación Tenga en cuenta que para determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica, solo necesitamos conocer la masa molar aproximada del compuesto. La razón es que la masa molar verdadera es un múltiplo entero (1×, 2×, 3×, . . .) de la masa molar empírica. Por lo tanto, la relación (masa molar/masa molar empírica) siempre será cercana a un número entero. Ejercicio de práctica Una muestra de un compuesto que contiene boro (B) e hidrógeno (H) contiene 6,444 g de B y 1,803 g de H. La masa molar del compuesto es de unos 30 g. ¿Cuál es su fórmula molecular? Problemas similares: 3.48, 3.49, 3.52. Revisión de conceptos y hechos 3.6.1 ¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto que contiene solo carbono e hidrógeno si la combustión de 1,05 g del compuesto produce 3,30 g de CO2? y 1,35 g de H2O y su masa molar es de unos 70 g? 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas Habiendo discutido las masas de los átomos y las moléculas, pasamos a lo que sucede con los átomos y las moléculas en una reacción química, un proceso en el que una sustancia (o sustancias) se transforma en una o más sustancias nuevas. Para comunicarse entre sí acerca de las reacciones químicas, los químicos han ideado una forma estándar de representarlas. N2O4 Machine Translated by Google Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas + Dos moléculas de hidrógeno + Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua 2H2 + O2 2H2O 2 muelas H2 + 1 mol de O2 2 moles H2O 2(2,02 g) = 4,04 g H2 + 32,00g O2 2(18,02 g) = 36,04 g H2O 36,04 g reactivos 36,04 g de producto Escribir ecuaciones químicas H2 + O2 ÿ H2O Usamos la ley de conservación de la masa como nuestra guía para equilibrar ecuaciones químicas. Cuando el coeficiente es 1, como en el caso del O2, no se muestra. Machine Translated by Google 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas 95 Para representar lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, escribimos NaCl (s) ÿH2O NaCl (aq) donde aq denota el ambiente acuoso (es decir, agua). Escribir H2O sobre la flecha simboliza el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque a veces se omite por simplicidad. Conocer los estados de los reactivos y productos es especialmente útil en el laboratorio. Por ejemplo, cuando el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) reaccionan en un ambiente acuoso, se forma bromuro de plata sólido (AgBr). Esta reacción se puede representar mediante la ecuación KBr(ac) + AgNO3(ac) ÿ KNO3(ac) + AgBr(s) Si no se dan los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría intentar provocar la reacción mezclando KBr sólido con AgNO3 sólido. Estos sólidos reaccionarían muy lentamente o no reaccionarían en absoluto. Imaginando el proceso a nivel microscópico, podemos entender que para que se forme un producto como el bromuro de plata, el Ag+ y el Brÿ los iones tendrían que entrar en contacto unos con otros. Sin embargo, estos iones están encerrados en sus compuestos sólidos y tienen poca movilidad. (Aquí hay un ejemplo de cómo explicamos un fenómeno al pensar en lo que sucede a nivel molecular, como se discutió en la Sección 1.2). Equilibrio de ecuaciones químicas Supongamos que queremos escribir una ecuación para describir una reacción química que acabamos de realizar en el laboratorio. ¿Cómo deberíamos hacerlo? Como conocemos las identidades de los reactivos, podemos escribir sus fórmulas químicas. Las identidades de los productos son más difíciles de establecer. Para reacciones simples, a menudo es posible adivinar los productos. Para reacciones más complicadas que involucran tres o más productos, los químicos pueden necesitar realizar pruebas adicionales para establecer la presencia de compuestos específicos. Una vez que hemos identificado todos los reactivos y productos y hemos escrito las fórmulas correctas para ellos, los ensamblamos en la secuencia convencional: los reactivos a la izquierda separados por una flecha de los productos a la derecha. Es probable que la ecuación escrita en este punto esté desequilibrada; es decir, el número de cada tipo de átomo de un lado de la flecha difiere del número del otro lado. En general, podemos balancear una ecuación química siguiendo los siguientes pasos: 1. Identifique todos los reactivos y productos y escriba sus fórmulas correctas en el lado izquierdo y lado derecho de la ecuación, respectivamente. 2. Comience a equilibrar la ecuación probando diferentes coeficientes para que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Podemos cambiar los coeficientes (los números que preceden a las fórmulas) pero no los subíndices (los números dentro de las fórmulas). Cambiar los subíndices cambiaría la identidad de la sustancia. Por ejemplo, 2NO2 significa “dos moléculas de dióxido de nitrógeno”, pero si duplicamos los subíndices, tenemos N2O4, que es la fórmula del tetróxido de dinitrógeno, un compuesto completamente diferente. 3. Primero, busca elementos que aparezcan una sola vez en cada lado de la ecuación con el mismo número de átomos en cada lado: Las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por lo tanto, no hay necesidad de ajustar los coeficientes de estos elementos en este punto. A continuación, busque elementos que aparezcan solo una vez en cada lado de la ecuación pero en números desiguales de átomos. Equilibra estos elementos. Finalmente, equilibre los elementos que aparecen en dos o más fórmulas en el mismo lado de la ecuación. 4. Revisa tu ecuación balanceada para asegurarte de que tienes el mismo número total de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha de la ecuación. Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades para interpretar ecuaciones químicas. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Machine Translated by Google 96 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Consideremos un ejemplo específico. En el laboratorio, se pueden preparar pequeñas cantidades de oxígeno gaseoso calentando clorato de potasio (KClO3). Los productos son gas oxígeno (O2) y cloruro de potasio (KCl). A partir de esta información, escribimos KClO3 ÿ KCl + O2 (Para simplificar, omitimos los estados físicos de los reactivos y los productos). Los tres elementos (K, Cl y O) aparecen solo una vez en cada lado de la ecuación, pero solo para K y Cl tenemos el mismo número de átomos. a ambos lados. Por lo tanto, KClO3 y KCl deben tener el mismo coeficiente. El siguiente paso es hacer que el número de átomos de O sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Como hay tres átomos de O a la izquierda y dos átomos de O a la derecha de la ecuación, podemos Calentar clorato de potasio produce oxígeno, que apoya la combustión de una tablilla de madera. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp equilibrar los átomos de O colocando un 2 delante de KClO3. y un 3 delante de O2. 2KClO3 ÿ KCl + 3O2 Finalmente, equilibramos los átomos de K y Cl colocando un 2 delante de KCl: 2KClO3ÿ 2KCl + 3O2 (3.3) Como comprobación final, podemos elaborar un balance de los reactivos y productos donde el número entre paréntesis indica el número de átomos de cada elemento: reactivos Productos K (2) K (2) Clase (2) Clase (2) el (6) el (6) Tenga en cuenta que esta ecuación también se puede equilibrar con coeficientes que son múltiplos de 2 (para KClO3), 2 (para KCl) y 3 (para O2); por ejemplo, 4KClO3ÿ 4KCl + 6O2 Sin embargo, es una práctica común usar el conjunto más simple posible de coeficientes de números enteros para balancear la ecuación. La ecuación (3.3) se ajusta a esta convención. Ahora consideremos la combustión (es decir, la quema) del componente de gas natural etano (C2H6) en oxígeno o aire, que produce dióxido de carbono (CO2) y agua. La ecuación no balanceada es C2H6 + O2 ÿ CO2 + H2O Vemos que el número de átomos no es el mismo en ambos lados de la ecuación para ninguno de los C2H6 elementos (C, H y O). Además, C y H aparecen solo una vez en cada lado de la ecuación; El O aparece en dos compuestos del lado derecho (CO2 y H2O). Para equilibrar los átomos de C, anteponemos un 2 al CO2: C2H6 + O2 ÿ 2CO2 + H2O Para equilibrar los átomos de H, colocamos un 3 delante de H2O: C2H6 + O2 ÿ 2CO2 + 3H2O En esta etapa, los átomos de C y H están balanceados, pero los átomos de O no porque hay siete átomos de O en el lado derecho y solo dos átomos de O en el lado izquierdo del Machine Translated by Google 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas ecuación. Esta desigualdad de átomos de O se puede eliminar escribiendo el lado izquierdo: 7 C2H6 + La "lógica" para usar el 7 2 7 2 frente al O2 en 2O2 ÿ 2CO2 + 3H2O como coeficiente es que había siete átomos de oxígeno en el lado derecho de la ecuación, pero solo un par de átomos de oxígeno (O2) a la izquierda. Para equilibrarlos nos preguntamos cuántos pares de átomos de oxígeno se necesitan para igualar siete átomos de oxígeno. 7 Así como 3,5 pares de zapatos equivalen a siete zapatos, 2 moléculas de O2 equivalen a siete átomos de O. Como muestra la siguiente cuenta, la ecuación ahora está balanceada. reactivos Productos C (2) C (2) H (6) H (6) el (7) el (7) Sin embargo, normalmente preferimos expresar los coeficientes como números enteros en lugar de 7 a 7: fracciones. Por lo tanto, multiplicamos toda la ecuación por 2 para convertir 2 2C2H6 + 7O2 ÿ 4CO2 + 6H2O La cuenta final es reactivos Productos C (4) C (4) H (12) H (12) el (14) el (14) Tenga en cuenta que los coeficientes utilizados para equilibrar la última ecuación son el conjunto más pequeño posible de números enteros. En el Ejemplo 3.12 continuaremos practicando nuestras habilidades de equilibrio de ecuaciones. Ejemplo 3.12 Cuando el metal de aluminio se expone al aire, se forma una capa protectora de óxido de aluminio (Al2O3) en su superficie. Esta capa evita una mayor reacción entre el aluminio y el oxígeno, y es la razón por la que las latas de aluminio para bebidas no se corroen. [En el caso del hierro, el óxido u óxido de hierro (III) que se forma es demasiado poroso para proteger el metal de hierro que se encuentra debajo, por lo que la oxidación continúa]. Escribe una ecuación balanceada para la formación de Al2O3. Estrategia Recuerda que la fórmula de un elemento o compuesto no se puede cambiar al balancear una ecuación química. La ecuación se equilibra colocando los coeficientes apropiados delante de las fórmulas. Siga el procedimiento para equilibrar ecuaciones descrito anteriormente. Solución La ecuación no balanceada es Al + O2 ÿ Al2O3 En una ecuación balanceada, el número y tipo de átomos en cada lado de la ecuación deben ser los mismos. Vemos que hay un átomo de Al en el lado de los reactivos y hay dos átomos de Al del lado del producto. Podemos equilibrar los átomos de Al colocando un coeficiente de 2 delante de Al en el lado de los reactivos. 2Al + O2 ÿ Al2O3 (Continuado) 97 Machine Translated by Google 98 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Hay dos átomos de O en el lado de los reactivos y tres átomos de O en el lado del producto del 3 ecuación. Podemos equilibrar los átomos de O colocando un coeficiente de 2 frente al O2 en el reactivos al lado. 2Al + 3 2O2 ÿ Al2O3 Esta es una ecuación balanceada. Sin embargo, las ecuaciones normalmente se equilibran con el conjunto más pequeño de coeficientes de números enteros. Multiplicar ambos lados de la ecuación por 2 da coeficientes de números enteros. 2(2Al + o 3 2O2 ÿ Al2O3) 4Al + 3O2 ÿ 2Al2O3 Comprueba Para que una ecuación esté balanceada, la cantidad y los tipos de átomos en cada lado de la ecuación deben ser iguales. La cuenta final es reactivos Productos Al (4) Al (4) el (6) el (6) La ecuación está balanceada. Además, los coeficientes se reducen al conjunto más simple de números enteros. Ejercicio de práctica Balancee la ecuación que representa la reacción entre el óxido de hierro (III) (Fe2O3) y el monóxido de carbono (CO) para producir hierro (Fe) y dióxido de carbono (CO2).ÿ Problemas similares: 3.55, 3.56. Revisión de conceptos y hechos 3.7.1 ¿Qué partes de la ecuación que se muestra aquí son esenciales para una ecuación y qué partes son útiles si queremos llevar a cabo la reacción en el laboratorio? BaH2(s) + 2H2O(l) ÿ Ba(OH)2(aq) + 2H2(g) 3.7.2 ¿Cuál es la ecuación balanceada que representa la reacción entre el tiosulfato de potasio (K2S2O3) y el yodo (I2) para producir tetrationato de potasio (K2S4O6) y yoduro de potasio (KI)? 3.8 Cantidades de reactivos y productos Una pregunta básica que surge en el laboratorio químico es: "¿Cuánto producto se formará a partir de cantidades específicas de materiales de partida (reactivos)?" O, en algunos casos, podríamos hacer la pregunta inversa: "¿Cuánto material de partida se debe usar para obtener una cantidad específica de producto?" Para interpretar cuantitativamente una reacción, necesitamos aplicar nuestro conocimiento de las masas molares y el concepto de mol. La estequiometría es el estudio cuantitativo de los reactivos y productos en una reacción química. Ya sea que las unidades dadas para los reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros (para gases) o alguna otra unidad, usamos moles para calcular la cantidad de producto formado en una reacción. Este enfoque se denomina método del mol, lo que significa simplemente que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química pueden interpretarse como el número de moles de cada sustancia. Por ejemplo, industrialmente el amoníaco se sintetiza a partir de hidrógeno y nitrógeno de la siguiente manera: La síntesis de NH3 a partir de H2 y N2. N2(g) + 3H2(g) ÿ 2NH3(g) Machine Translated by Google 3.8 Cantidades de reactivos y productos Los coeficientes estequiométricos muestran que una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para formar dos moléculas de NH3. De ello se deduce que el número relativo de moles es el mismo que el número relativo de moléculas: + N2(g) 1 molécula 6.022 × 1023 moléculas 1 mol 3H2(g) ÿ 2NH3(g) 3 moléculas 2 moléculas 3(6.022 × 1023 moléculas) 3 mol 2 (6.022 × 1023 moléculas) 2 moles Por lo tanto, esta ecuación también se puede leer como "1 mol de gas N2 se combina con 3 moles de H2 gas para formar 2 moles de gas NH3 ”. En cálculos estequiométricos, decimos que tres moles de H2 equivalen a dos moles de NH3, es decir, 3 moles de H2 ÿ 2 moles de NH3 donde el símbolo ÿ significa “estequiométricamente equivalente a” o simplemente “equivalente a”. Esta relación nos permite escribir los factores de conversión 3 moles de H2 y 2 moles de NH3 2 moles de NH3 3 moles de H2 De manera similar, tenemos 1 mol N2 ÿ 2 mol NH3 y 1 mol N2 ÿ 3 mol H2. Consideremos un ejemplo simple en el que 6,0 moles de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3. Para calcular la cantidad de NH3 producido en moles, usamos el factor de conversión que tiene H2 en el denominador y escribimos 2 moles de NH3 moles de NH3 producidos = 6,0 mol H2 × 3 moles de H2 = 4,0 moles de NH3 Ahora suponga que 16,0 g de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3. ¿Cuántos gramos de NH3 se formarán? Para hacer este cálculo, observamos que el vínculo entre H2 y NH3 es la relación molar de la ecuación balanceada. Entonces, primero debemos convertir gramos de H2 a moles de H2, luego a moles de NH3 y finalmente a gramos de NH3. Los pasos de conversión son gramos de H2 ÿ moles de H2 ÿ moles de NH3 ÿ gramos de NH3 Primero, convertimos 16.0 g de H2 a número de moles de H2, usando la masa molar de H2 como factor de conversión. 1 mol de H2 moles de H2 = 16,0 g H2 × 2,016 gH2 = 7,94 moles de H2 A continuación, calculamos el número de moles de NH3 producidos. 2 moles de NH3 moles de NH3 = 7,94 mol H2 × 3 moles de H2 = 5,29 moles de NH3 Finalmente, calculamos la masa de NH3 producido en gramos usando la masa molar de NH3 como factor de conversión. 17,03 g NH3 gramos de NH3 = 5,29 mol NH3 × 1 mol de NH3 = 90,1 g NH3 99 Machine Translated by Google 100 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Figura 3.8 El procedimiento para calcular las cantidades de reactivos o productos en una reacción utilizando el método del mol. Masa (g) Masa (g) del compuesto A del compuesto B Utilice la Utilice la masa molar (g/ masa molar (g/ mol) del compuesto A mol) del compuesto B Use la relación molar de A y B Moles de de equilibrado compuesto A Moles de compuesto B ecuación Estos tres cálculos separados se pueden combinar en un solo paso de la siguiente manera: 1 mol H2 2 mol NH3 gramos de NH3 = 16,0 g H2 × × × 2,016 g H2 3 mol H2 17,03 g NH3 1 mol NH3 = 90,1 g NH3 De manera similar, podemos calcular la masa en gramos de N2 consumidos en esta reacción. Los pasos de conversión son gramos de H2 ÿ moles de H2 ÿ moles de N2 ÿ gramos de N2 Usando la relación 1 mol N2 ÿ 3 mol H2, escribimos 28,02 g N2 1 1 mol H2 1 mol de N2 × gramos de N2 = 16,0 g H2 × × 2,016 g H2 3 mol H2 mol N2 = 74,1 g N2 El enfoque general para resolver problemas de estequiometría se resume a continuación. 1. Escriba una ecuación balanceada para la reacción. 2. Convierta la cantidad dada del reactivo (en gramos u otras unidades) en número de lunares 3. Usa la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de producto formado. Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades con las conversiones de 4. Convierta los moles de producto en gramos (u otras unidades) de producto. estequiometría. Acceda a su libro electrónico para La figura 3.8 muestra estos pasos. A veces se nos puede pedir que calculemos la cantidad de un reactivo obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre necesario para formar una cantidad específica de producto. En esos casos, podemos invertir los pasos que este tema. se muestran en la Figura 3.8. Los ejemplos 3.13 y 3.14 ilustran la aplicación de este enfoque. Ejemplo 3.13 Los alimentos que comemos se degradan o descomponen en nuestros cuerpos para proporcionar energía para el crecimiento y la función. Una ecuación general general para este proceso tan complejo representa la degradación de la glucosa (C6H12O6) a dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O): C6H12O6 + 6O2 ÿ 6CO2 + 6H2O Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante un período determinado, ¿cuál es la masa de CO2 producida? (Continuado) C6H12O6 Machine Translated by Google 3.8 Cantidades de reactivos y productos Estrategia Mirando la ecuación balanceada, ¿cómo comparamos las cantidades de C6H12O6 y CO2? Podemos compararlos según la relación molar de la ecuación balanceada. Comenzando con gramos de C6H12O6, ¿cómo convertimos a moles de C6H12O6? Una vez que se determinan los moles de CO2 usando la relación molar de la ecuación balanceada, ¿cómo los convertimos a gramos de CO2? Solución Seguimos los pasos anteriores y la Figura 3.8. Paso 1: La ecuación balanceada se da en el problema. Paso 2: Para convertir gramos de C6H12O6 a moles de C6H12O6, escribimos 1 mol C6H12O6 = 4.750 moles C6H12O6 856 g C6H12O6 × 180,2 g C6H12O6 Paso 3: De la relación molar, vemos que 1 mol C6H12O6 ÿ 6 mol CO2. Por lo tanto, el número de moles de CO2 formados es 6 moles de CO2 = 28,50 moles de CO2 4.750 moles C6H12O6 × 1 mol C6H12O6 Paso 4: Finalmente, el número de gramos de CO2 formado viene dado por 44,01 g CO2 28,50 moles de CO2 × = 1,25 × 103 g CO2 1 mol de CO2 Después de un poco de práctica, podemos combinar los pasos de conversión gramos de C6H12O6 ÿ moles de C6H12O6 ÿ moles de CO2 ÿ gramos de CO2 en una ecuación: 1 mol C6H12O6 masa de CO2 = 856 g C6H12O6 × 180,2 g C6H12 O6 × 6 moles de CO2 1 mol C6H12O6 × 44,01 g CO2 1 mol de CO2 = 1,25 × 103 g CO2 Comprobar ¿Parece razonable la respuesta? ¿La masa de CO2 producida debe ser mayor que la masa de C6H12O6 que reacciona, aunque la masa molar de CO2 sea considerablemente menor que la masa molar de C6H12O6? ¿Cuál es la relación molar entre CO2 y C6H12O6? Ejercicio de práctica El metanol (CH3OH) se quema en el aire según la ecuación 2CH3OH + 3O2 ÿ 2CO2 + 4H2O Si se consumen 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál es la masa de H2O que se produce? Problema similar: 3.72. Ejemplo 3.14 Todos los metales alcalinos reaccionan con el agua para producir gas hidrógeno y el correspondiente hidróxido de metal alcalino. Una reacción típica es la que ocurre entre el litio y el agua: 2Li(s) + 2H2O(l) ÿ 2LiOH(aq) + H2(g) ¿Cuántos gramos de Li se necesitan para producir 9,89 g de H2? (Continuado) Litio reaccionando con agua para producir hidrógeno gaseoso. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp 101 Machine Translated by Google 102 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Estrategia La pregunta pide el número de gramos de reactivo (Li) para formar una cantidad específica de producto (H2). Por lo tanto, necesitamos invertir los pasos que se muestran en la figura 3.8. De la ecuación vemos que 2 mol Li ÿ 1 mol H2. Solución Los pasos de conversión son gramos de H2 ÿ moles de H2 ÿ moles de Li ÿ gramos de Li Combinando estos pasos en una ecuación, escribimos 1 mol de H2 9,89 g H2 × 2 moles de Li × 2,016 gH2 × 1 mol de H2 6.941gLi 1 mol de Li = 68,1 gLi Comprueba Hay aproximadamente 5 moles de H2 en 9,89 g H2, por lo que necesitamos 10 moles de Li. A partir de la masa molar aproximada de Li (7 g), ¿parece razonable la respuesta? Ejercicio de práctica La reacción entre el óxido nítrico (NO) y el oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso clave en la formación del smog fotoquímico: 2NO(g) + O2(g) ÿ 2NO2(g) ¿Cuántos gramos de O2 se necesitan para producir 2,21 g de NO2?ÿ Problema similar: 3.64. Revisión de conceptos y hechos 3.8.1 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta para la ecuación que se muestra aquí? 4NH3(g) + 5O2(g) ÿ 4NO(g) + 6H2O(g) (a) Se producen 6 g de H2O por cada 4 g de NH3 que reaccionan. (b) Se produce 1 mol de NO por mol de NH3 que reacciona. (c) Se producen 2 moles de NO por cada 3 moles de O2 que reaccionan. 3.8.2 El silicio reacciona con el óxido de cromo(III) según la ecuación 3Si(s) + 2Cr2O3(s) ÿ 3SiO2(s) + 4Cr(s) Si se consumen 59,4 g de silicio en la reacción, ¿cuál es la masa de SiO2? producido? 3.8.3 A altas temperaturas, el magnesio reacciona con gas nitrógeno de acuerdo con la ecuación 3Mg (s) + N2 (g) ÿ Mg3N2 (s) ¿Cuántos gramos de magnesio se necesitan para producir 25,0 g de Mg3N2?ÿ 3.9 Reactivos limitantes Video Reactivo limitante Cuando un químico lleva a cabo una reacción, los reactivos no suelen estar presentes en cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones indicadas por la ecuación balanceada. Debido a que el objetivo de una reacción es producir la cantidad máxima de un compuesto útil a partir de los materiales iniciales, con frecuencia se suministra un gran exceso de un reactivo para asegurar que el reactivo más costoso se convierta por completo en el producto deseado. En consecuencia, quedará algo de reactivo al final de la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción se llama reactivo limitante, porque el máximo Machine Translated by Google 103 3.9 Reactivos limitantes La cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactivo presente originalmente. Antes de que comience la reacción Cuando este reactivo se agota, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en cantidades superiores a las necesarias para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante. El concepto de reactivo limitante es análogo a la relación entre hombres y mujeres en un concurso de baile en un club. Si hay 14 hombres y solo 9 mujeres, entonces solo 9 parejas femeninas/masculinas pueden competir. Cinco hombres se quedarán sin pareja. El número de mujeres limita así el número de hombres que pueden bailar en el concurso, y hay un exceso de hombres. Considere la síntesis industrial de metanol (CH3OH) a partir de monóxido de carbono y hidrógeno a altas temperaturas: CO(g) + 2H2(g) ÿ CH3OH(g) Supongamos inicialmente que tenemos 4 moles de CO y 6 moles de H2 (Figura 3.9). Una forma de determinar cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante es calcular el número de moles de CH3OH obtenidos con base en las cantidades iniciales de CO y H2. De la definición anterior, vemos que solo el reactivo limitante producirá la menor cantidad del producto. Comenzando con 4 moles de CO, encontramos que el número de moles de CH3OH producidos es 4 moles de CO × 1 mol CH3OH 1 mol de CO = 4 moles de CH3OH Después de que se completa la reacción y comenzando con 6 moles de H2, el número de moles de CH3OH formados es H2 QUÉ CH3OH 1 mol CH3OH 6 moles H2 × = 3 moles de CH3OH Figura 3.9 Al comienzo de la reacción, había seis H2 2 moles de H2 moléculas y cuatro moléculas de CO. Como el H2 da como resultado una cantidad menor de CH3OH, debe ser el reactivo limitante. Por lo tanto, CO es el reactivo en exceso. En los cálculos estequiométricos que involucran reactivos limitantes, el primer paso es decidir qué reactivo es el reactivo limitante. Después de identificar el reactivo limitante, el resto del problema se puede resolver como se describe en la Sección 3.8. El ejemplo 3.15 ilustra este enfoque. Al final, todas las moléculas de H2 se han ido y solo queda una molécula de CO. Por lo tanto, H2 la molécula es el reactivo limitante y el CO es el reactivo en exceso. Cada molécula también se puede tratar como un mol de la sustancia en esta reacción. Punto caliente para estudiantes Ejemplo 3.15 Los datos del estudiante indican que usted puede dificultad para encontrar el reactivo limitante. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos La síntesis de urea, (NH2)2CO, se considera el primer ejemplo reconocido de preparación de un de aprendizaje adicionales sobre este tema. compuesto biológico a partir de reactivos no biológicos, lo que desafía la noción de que los procesos biológicos involucran una "fuerza vital" presente solo en los sistemas vivos. Hoy en día, la urea se produce industrialmente al hacer reaccionar el amoníaco con el dióxido de carbono: 2NH3(g) + CO2(g) ÿ (NH2)2CO(aq) + H2O(l) En un proceso se tratan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. (a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante? (b) Calcule la masa de (NH2)2CO formada. (c) ¿Cuánto exceso de reactivo (en gramos) queda al final de la reacción? (a) Estrategia El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante porque limita la cantidad de producto que se puede formar. ¿Cómo convertimos la cantidad de reactivo a la cantidad de producto? Realice este cálculo para cada reactivo, luego compare los moles de producto, (NH2)2CO, formados por las cantidades dadas de NH3 y CO2 para determinar qué reactivo es el reactivo limitante. (Continuado) (NH2) 2CO Machine Translated by Google 104 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Solución Realizamos dos cálculos separados. Primero, partiendo de 637,2 g de NH3, calculamos el número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el NH3 reaccionara según las siguientes conversiones. gramos de NH3 ÿ moles de NH3 ÿ moles de (NH2)2CO Combinando estas conversiones en un solo paso, escribimos 1 mol de NH3 moles de (NH2)2CO = 637,2 g NH3 × × 1 mol (NH2)2CO 17,03 g NH3 2 moles de NH3 = 18,71 mol (NH2)2CO Segundo, para 1142 g de CO2, las conversiones son gramos de CO2 ÿ moles de CO2 ÿ moles de (NH2)2CO El número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el CO2 reaccionara es 1 mol de CO2 moles de (NH2)2CO = 1142 g CO2 × × 1 mol (NH2)2CO 1 mol de CO2 44,01 g CO2 = 25,95 moles (NH2)2CO De ello se deduce, por tanto, que el NH3 debe ser el reactivo limitante porque produce una menor cantidad de (NH2)2CO. (b) Estrategia Determinamos los moles de (NH2)2CO producidos en la parte (a), utilizando NH3 como reactivo limitante. ¿Cómo convertimos de moles a gramos? Solución La masa molar de (NH2)2CO es 60,06 g. Usamos esto como factor de conversión para convertir moles de (NH2)2CO a gramos de (NH2)2CO: 60,06 g (NH2)2CO masa de (NH2)2CO = 18,71 mol (NH2)2CO × 1 mol (NH2)2CO = 1124 g (NH2)2CO Comprueba ¿Parece razonable tu respuesta? Tenga en cuenta que se forman 18,71 moles de producto. ¿Cuál es la masa de 1 mol de (NH2)2CO? (c) Estrategia Trabajando hacia atrás, podemos determinar la cantidad de CO2 que reaccionó para producir 18.71 moles de (NH2)2CO. La cantidad de CO2 sobrante es la diferencia entre la cantidad inicial y la cantidad que reaccionó. Solución Comenzando con 18.71 moles de (NH2)2CO, podemos determinar la masa de CO2 que reaccionó usando la relación molar de la ecuación balanceada y la masa molar de CO2. Los pasos de conversión son gramos de CO2 ÿ moles de CO2 ÿ moles de (NH2)2CO de modo que 1 mol de CO2 masa de CO2 reaccionada = 18,71 mol (NH2)2CO × 1 mol (NH2)2CO × 44,01 g CO2 1 mol de CO2 = 823,4 g CO2 La cantidad de CO2 restante (en exceso) es la diferencia entre la cantidad inicial (1142 g) y la cantidad reaccionada (823,4 g): masa de CO2 restante = 1142 g – 823,4 g = 319 g (Continuado) Machine Translated by Google 3.9 Reactivos limitantes Ejercicio de práctica La reacción entre el aluminio y el óxido de hierro (III) puede generar temperaturas cercanas a los 3000°C y se utiliza en la soldadura de metales: 2Al + Fe2O3 ÿ Al2O3 + 2Fe En un proceso, se hacen reaccionar 124 g de Al con 601 g de Fe2O3. (a) Calcule la masa (en gramos) de Al2O3 formada. (b) ¿Cuánto del exceso de reactivo queda al final de la reacción? Problema similar: 3.86. El ejemplo 3.15 resalta un punto importante. En la práctica, los químicos suelen elegir el químico más caro como el reactivo limitante para que todo o la mayor parte se convierta en productos en la reacción. En la síntesis de la urea, el NH3 es invariablemente el reactivo limitante porque es más caro que el CO2. En otras ocasiones, se usa un exceso de un reactivo para ayudar a que la reacción se complete, o para compensar una reacción secundaria que consume ese reactivo. Los químicos sintéticos a menudo tienen que calcular la cantidad de reactivo a usar en función de esta necesidad de tener uno o más componentes en exceso, como muestra el ejemplo 3.16. Ejemplo 3.16 La reacción entre alcoholes y compuestos de halógeno para formar éteres es importante en química orgánica, como se ilustra aquí para la reacción entre metanol (CH3OH) y bromuro de metilo (CH3Br) para formar dimetiléter (CH3OCH3), que es un precursor útil para otros compuestos orgánicos y un propulsor de aerosol. CH3OH + CH3Br + LiC4H9 ÿ CH3OCH3 + LiBr + C4H10 Esta reacción se lleva a cabo en un disolvente orgánico seco (sin agua), y el butillitio (LiC4H9) sirve para eliminar un ion de hidrógeno del CH3OH. El butil-litio también reaccionará con cualquier agua residual en el solvente, por lo que la reacción generalmente se lleva a cabo con 2,5 equivalentes molares de ese reactivo. ¿Cuántos gramos de CH3Br y LiC4H9 se necesitarán para realizar la reacción anterior con 10,0 g de CH3OH? Solución Empezamos sabiendo que CH3OH y CH3Br están presentes en cantidades estequiométricas y que LiC4H9 es el reactivo en exceso. Para calcular las cantidades de CH3Br y LiC4H9 necesarias, se procede como se muestra en el Ejemplo 3.14. 1 mol CH3OH gramos de CH3Br = 10,0 g CH3OH × × 1 mol CH3Br × 94,93 g CH3Br 1 mol CH3Br 1 mol CH3OH 32,04 g CH3OH = 29,6 g CH3Br 1 mol CH3OH gramos de LiC4H9 = 10,0 g CH3OH × 32,04 g CH3OH × 2,5 moles de LiC4H9 × 1 mol CH3OH 64,05 gLiC4H9 1 mol de LiC4H9 = 50,0 gLiC4H9 Ejercicio de práctica La reacción entre el ácido benzoico (C6H5COOH) y el octanol (C8H17OH) para producir benzoato de octilo (C6H5COOC8H17) y agua C6H5COOH + C8H17OHÿ C6H5COOC8H17 + H2O se lleva a cabo con un exceso de C8H17OH para ayudar a que la reacción se complete y maximizar el rendimiento del producto. Si un químico orgánico quiere utilizar 1,5 equivalentes molares de C8H17OH, ¿cuántos gramos de C8H17OH se necesitarían para realizar la reacción con 15,7 g de C6H5COOH? Problemas similares: 3.137, 3.138. 105 Machine Translated by Google 106 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas Revisión de conceptos y hechos 3.9.1 El aluminio y el bromo reaccionan vigorosamente según la ecuación 2Al(s) + 3Br2(l) ÿ 2AlBr3(s) (a) Si reaccionan 5,00 g de aluminio y 22,2 g de bromo, ¿qué masa de AlBr3 se produce? (b) ¿Qué masa del exceso de reactivo queda al final de la reacción? 3.9.2 Considere la siguiente reacción: 2NO(g) + O2(g) ÿ 2NO2(g) Comenzando con los reactivos que se muestran en (a), ¿cuál de los diagramas que se muestran en (b) a (d) representa mejor la situación en la que el reactivo limitante ha reaccionado por completo? NO O2 NO2 (a) (B) (C) (D) 3.10 Rendimiento de la reacción Tenga en cuenta que el rendimiento La cantidad de reactivo limitante presente al comienzo de una reacción determina el rendimiento teórico de la teórico es el rendimiento que calcula reacción, es decir, la cantidad de producto que resultaría si todo el reactivo limitante reaccionara. El rendimiento usando la ecuación balanceada. El rendimiento real es el rendimiento obtenido al llevar a caboentonces, la reacción. teórico, es el rendimiento máximo obtenible, predicho por la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, o la cantidad de producto que realmente se obtiene de una reacción, es casi siempre menor que el rendimiento teórico. Hay muchas razones para la diferencia entre los rendimientos reales y teóricos. Por ejemplo, muchas reacciones son reversibles, por lo que no proceden al 100 por ciento de izquierda a derecha. Incluso cuando una reacción se completa al 100 por ciento, puede ser difícil recuperar todo el producto del medio de reacción (por ejemplo, de una solución acuosa). Algunas reacciones son complejas en el sentido de que los productos formados pueden reaccionar entre sí o con los reactivos para formar otros productos. Estas reacciones adicionales reducirán el rendimiento de la primera reacción. Para determinar qué tan eficiente es una reacción dada, los químicos a menudo calculan el porcentaje de rendimiento, que describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. Se calcula de la siguiente manera: rendimiento real %rendimiento = × 100% rendimiento teórico (3.4) Los rendimientos porcentuales pueden oscilar entre una fracción del 1 por ciento y el 100 por ciento. Los químicos se esfuerzan por maximizar el porcentaje de rendimiento en una reacción. Los factores que pueden afectar el rendimiento porcentual incluyen la temperatura y la presión. Estudiaremos estos efectos más adelante. En el Ejemplo 3.17 calcularemos el rendimiento de un proceso industrial. Ejemplo 3.17 El titanio es un metal fuerte, liviano y resistente a la corrosión que se usa en cohetes, aviones, motores a reacción y cuadros de bicicletas. Se prepara por reacción de cloruro de titanio(IV) con magnesio fundido entre 950°C y 1150°C: TiCl4(g) + 2Mg(l) ÿ Ti(s) + 2MgCl2(l) (Continuado) Machine Translated by Google 3.10 Rendimiento de la reacción 107 En cierta operación industrial se hacen reaccionar 3,54 × 107 g de TiCl4 con 1,13 × 107 g de Mg. (a) Calcule el rendimiento teórico de Ti en gramos. (b) Calcule el rendimiento porcentual si realmente se obtienen 7,91 × 106 g de Ti. (a) Estrategia Debido a que hay dos reactivos, es probable que se trate de un problema de reactivo limitante. El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante. ¿Cómo convertimos de cantidad de reactivo a cantidad de producto? Realice este cálculo para cada reactivo, luego compare los moles de producto, Ti, formados. Solución Realice dos cálculos separados para ver cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante. Primero, comenzando con 3.54 × 107 g de TiCl4, calcule la cantidad de moles de Ti que se podrían producir si todo el TiCl4 reaccionara. Las conversiones son gramos de TiCl4 ÿ moles de TiCl4 ÿ moles de Ti de modo que 1 mol de TiCl4 moles de Ti = 3,54 × 107 g TiCl4 × 189,7 g TiCl4 1 mol de Ti × 1 mol de TiCl4 = 1,87 × 105 mol Ti A continuación, calculamos el número de moles de Ti formados a partir de 1,13 × 107 g de Mg. Los pasos de conversión son gramos de Mg ÿ moles de Mg ÿ moles de Ti y escribimos 1 mol Mg moles de Ti = 1,13 × 107 g Mg × 24,31 g Mg 1 mol de Ti × 2 moles de magnesio = 2,32 × 105 moles de Ti Por lo tanto, TiCl4 es el reactivo limitante porque produce una menor cantidad de Ti. La masa de Ti formada es 47,88 g Ti 1,87 × 105 mol Ti × = 8,95 × 106 g Ti 1 mol de Ti (b) Estrategia La masa de Ti determinada en la parte (a) es el rendimiento teórico. La cantidad dada en la parte (b) es el rendimiento real de la reacción. Solución El porcentaje de rendimiento está dado por rendimiento real % rendimiento = × 100 % rendimiento teórico 7,91 × 106 g = × 100% 8,95 × 106g = 88,4% Check ¿Debería el porcentaje de rendimiento ser inferior al 100 por ciento? Ejercicio de práctica Industrialmente, el metal de vanadio, que se utiliza en aleaciones de acero, se puede obtener haciendo reaccionar óxido de vanadio (V) con calcio a altas temperaturas: 5Ca + V2O5 ÿ 5CaO + 2V En un proceso, 1,54 × 103 g de V2O5 reaccionan con 1,96 × 103 g de Ca. (a) Calcule el rendimiento teórico de V. (b) Calcule el porcentaje de rendimiento si se obtienen 803 g de V. Problemas similares: 3.89, 3.90. Una articulación de cadera artificial hecha de titanio y la estructura de titanio sólido. ©Super Stock/AGE Fotostock Machine Translated by Google Machine Translated by Google Resumen de conceptos y hechos Los procesos industriales generalmente involucran grandes cantidades (de miles a millones de toneladas) de productos. Por tanto, incluso una ligera mejora en el rendimiento puede reducir significativamente el coste de producción. Un ejemplo de ello es la fabricación de fertilizantes químicos, discutida en el ensayo Química en Acción “Fertilizantes Químicos”. Revisión de conceptos y hechos 3.10.1 ¿Puede el porcentaje de rendimiento exceder alguna vez el rendimiento teórico de una reacción? 3.10.2 El trióxido de azufre (SO3) se prepara a partir de la oxidación del dióxido de azufre (SO2) según la ecuación 2SO2(g) + O2(g) ÿ 2SO3(g) Si 16,4 g de SO2 producen 18,1 g de SO3, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? Objetivos de aprendizaje ÿ Discutir la naturaleza de la escala de masa atómica. (Sección 3.1) ÿ Determinar la masa atómica promedio de un elemento a partir de la información de masa isotópica y abundancia relativa. (Sección 3.1) ÿ Describir y aplicar el concepto de mol. (Sección 3.2) ÿ Calcular la masa molecular y molar de compuestos. (Sección 3.3) ÿ Interconvertir entre masa, moles y número de átomos o moléculas. (Sección 3.3) ÿ Deducir la composición porcentual en masa de los elementos de un compuesto. (Sección 3.4) ÿ Resuelva la fórmula empírica de un compuesto a partir de la composición porcentual o del análisis de combustión. (Sección 3.6) ÿ Predecir la fórmula molecular de un compuesto a partir de la fórmula empírica y la masa molar. (Sección 3.6) ÿ Balancear ecuaciones químicas utilizando coeficientes estequiométricos. (Sección 3.7) ÿ Determinar las cantidades de reactivo requerido o producto formado usando estequiometría. (Sección 3.8) ÿ Identificar los reactivos limitantes en una reacción química. (Sección 3.9) ÿ Calcule el rendimiento teórico, el rendimiento real y el porcentaje de rendimiento de una reacción. (Sección 3.10) ecuaciones clave composición porcentual de un elemento en un compuesto = n × masa molar del elemento × 100% (3.1) masa molar del compuesto rendimiento real % rendimiento = × 100% (3.4) rendimiento teórico Resumen de conceptos y hechos 1. Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica (uma), una unidad relativa basada en un valor de exactamente 12 para el isótopo C-12. distribución de isótopos de ese elemento. La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos La masa atómica dada para los átomos de un elemento particular es el en la molécula. Tanto la masa atómica como la masa molecular. promedio de las que ocurren naturalmente. puede determinarse con precisión con un espectrómetro de masas. 109 Machine Translated by Google 110 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas 2. Un mol es el número de Avogadro (6,022 × 1023) de átomos, las sustancias formadas, los productos, aparecen a la derecha de la flecha. Las ecuaciones químicas deben estar balanceadas, de acuerdo con la ley de conservación de la masa. El número de moléculas u otras partículas. La masa molar (en gramos) de un elemento o compuesto es numéricamente igual a su masa en unidades de masa atómica (uma) y contiene el número de Avogadro de átomos (en el caso de elementos), moléculas (en el caso de sustancias moleculares), o unidades de fórmula más simples (en el caso de compuestos iónicos). átomos de cada elemento en los reactivos debe ser igual al número en los productos. 5. La estequiometría es el estudio cuantitativo de productos y reactivos en reacciones químicas. Los cálculos estequiométricos 3. La composición porcentual en masa de un compuesto es el se realizan mejor expresando las cantidades conocidas y desconocidas en términos de moles y luego convirtiéndolas a porcentaje en masa de cada elemento presente. Si conocemos la composición porcentual en masa de un compuesto, podemos otras unidades si es necesario. Un reactivo limitante es el reactivo deducir la fórmula empírica del compuesto y también la fórmula que está presente en la menor cantidad estequiométrica. Limita molecular del compuesto si se conoce la masa molar aproximada. la cantidad de producto que se puede formar. La cantidad de producto obtenido en una reacción (rendimiento real) puede ser menor que la cantidad máxima posible (rendimiento teórico). La 4. Los cambios químicos, llamados reacciones químicas, se representan mediante ecuaciones químicas. Las sustancias que relación de los dos multiplicada por 100 por ciento se expresa experimentan cambios, los reactivos, se escriben a la izquierda y el como el rendimiento porcentual. Palabras clave Rendimiento real, pág. 106 Reacción química, pág. 93 Método del mol, pág. 98 Producto, pág. 94 Masa atómica, pág. 79 Exceso de reactivo, pág. 103 Masa molecular, pág. 84 Reactivo, pág. 94 Unidad de masa atómica (uma), pág. 79 Reactivo limitante, pág. 102 Composición porcentual en Cantidades estequiométricas, pág. 102 Número de Avogadro (NA), pág. 81 Masa molar (ÿ), pág. 82 Ecuación química, pág. 94 Mol (mol), pág. 81 masa, pág. 88 Porcentaje de rendimiento, pág. 106 Estequiometría, pág. 98 Rendimiento teórico, pág. 106 Preguntas y problemas Problemas numerados en rojo resueltos en Student Solutions Manual 3.7 ¿Cuál es la masa en gramos de 13,2 uma? 3.8 ¿Cuántas uma hay en 8.4 g? 3.1 Masa atómica Preguntas de revisión 3.1 ¿Qué es una unidad de masa atómica? ¿Por qué es necesario introducir una unidad de este tipo? 3.2 ¿Cuál es la masa (en uma) de un átomo de carbono-12? 3.3 3.2 Número de Avogadro y la masa molar de un elemento Preguntas de revisión 3.9 Defina el término "mol". ¿Cuál es la unidad de mol en los ¿Por qué la masa atómica del carbono aparece como 12,01 cálculos? ¿Qué tiene en común el mol con el par, la docena uma en la Lista de los elementos con sus símbolos y masas atómicas? y el bruto? ¿Qué representa el número de Avogadro? Explique claramente lo que significa la afirmación: "La masa 3.10 ¿Cuál es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son los atómica del oro es 197,0 uma". unidades de uso común para la masa molar? 3.4 ¿Qué información necesitarías para calcular la masa atómica promedio de un elemento? Problemas 3.11 Problemas 3.5 que cada persona en la Tierra participa en un proceso de 35 Las masas atómicas de 17Cl (75,53 por ciento) y 17Cl 37 contar partículas idénticas a razón de dos partículas por (24,47 por ciento) son 34,968 amu y 36,956 amu, segundo. ¿Cuántos años se necesitarían para contar 6,0 × respectivamente. Calcular la masa atómica promedio del 1023 partículas? Suponga que hay 365 días en un año. cloro. Los porcentajes entre paréntesis indican las abundancias relativas. 3.6 La población de la Tierra es de unos 7.200 millones. Suponga Las masas atómicas de 6 7 3Li y 3Li son 6,0151 amu y 3.12 El grosor de una hoja de papel es de 0.0036 pulg. Supongamos que cierto libro tiene un número de páginas de 7,0160 amu, respectivamente. Calcular las abundancias Avogadro; calcular el grosor del libro en años luz. (Sugerencia: naturales de estos dos isótopos. La masa atómica promedio de Li es 6.941 uma. luz). consulte el problema 1.51 para conocer la definición de año Machine Translated by Google Preguntas y problemas 3.13 ¿Cuántos átomos hay en 5,10 moles de azufre (S)? 3.14 ¿Cuántos moles de átomos de cobalto (Co) hay en 6,00 × 109 (6 111 3.32 Describa cómo determinaría la abundancia isotópica de un elemento a partir de su espectro de masas. mil millones) de átomos de Co? 3.15 ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77,4 g de Ca? Problemas 12 13 6C y 3.33 El carbono tiene dos isótopos estables, 6C, y el 19 3.16 ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles of Au? espectro de masas del ion positivo de CF4 +? Suponga que el 3.17 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los ion no se rompe en fragmentos más pequeños. flúor tiene un solo isótopo estable, 9F. ¿Cuántos observaría picos en el siguientes elementos? (a) Hg, (b) Ne. 3.18 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos? (a) As, (b) Ni. 3.19 ¿Cuál es la masa en gramos de 1,00 × 1012 de plomo (Pb) átomos? 3.20 Un centavo moderno pesa 2,5 g pero contiene solo 0,063 g de 3.34 El hidrógeno tiene dos isótopos estables, 16S, el azufre tiene cuatro isótopos 32 1 1H y 33 2 1H, y 34 16s, 16S, y 36 16S. estables, ¿cuántos picos observarías en el espectro de masas del ion positivo del sulfuro de hidrógeno, H2S+? Suponga que no hay descomposición del ion en fragmentos más pequeños. cobre (Cu). ¿Cuántos átomos de cobre están presentes en un centavo moderno? 3.21 ¿Cuál de los siguientes tiene más átomos: 1,10 g de átomos de hidrógeno o 14,7 g de átomos de cromo? 3.22 ¿Cuál de los siguientes tiene mayor masa: 2 átomos de plomo o 5,1 × 10ÿ23 moles de helio. 3.3 Masa molecular Problemas 3.5 Porcentaje de Composición de Compuestos Preguntas de revisión 3.35 Use amoníaco (NH3) para explicar lo que significa la composición porcentual en masa de un compuesto. 3.36 Describa cómo el conocimiento de la composición porcentual por masa de un compuesto desconocido puede ayudarnos a identificar el compuesto. 3.23 Calcule la masa molecular o masa fórmula (en uma) de cada una de las siguientes sustancias: (a) CH4, (b) NO2, (c) SO3, (d) Problemas C6H6, (e) NaI, (f) K2SO4, ( g) Ca3(PO4)2. 3.37 El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la 3.24 Calcule la masa molar de las siguientes sustancias: (a) Li2CO3, composición porcentual en masa de Sn y O en SnO2. (b) CS2, (c) CHCl3 (cloroformo), (d) C6H8O6 (ácido ascórbico o vitamina C), (e) KNO3, (f ) Mg3N2.ÿ 3.38 Durante muchos años, el cloroformo (CHCl3) se utilizó como anestésico por inhalación, a pesar de que también es una 3.25 Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles tienen una masa de 152 g. 3.26 ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) hay en 0,334 g de C2H6?ÿ sustancia tóxica que puede causar daños graves al hígado, los riñones y el corazón. Calcule la composición porcentual en masa de este compuesto. 3.39 El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en particular en jabones y cosméticos. Su fórmula molecular es 3.27 Calcule el número de átomos de C, H y O en 1,50 g de glucosa (C6H12O6), un azúcar. 3.28 El dimetilsulfóxido [(CH3)2SO], también llamado DMSO, es un C9H10O. (a) Calcule la composición porcentual en masa de C, H y O en el alcohol cinámico. (b) ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico hay en una muestra de 0.469 g de masa? solvente importante que penetra en la piel, lo que permite su uso como agente tópico de administración de fármacos. Calcula el número de átomos de C, S, H y O en 7,14 × 103 g de dimetilsulfóxido. 3.29 Las feromonas son un tipo especial de compuesto secretado por las hembras de muchas especies de insectos para atraer a los machos para el apareamiento. Una feromona tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hembra es de aproximadamente 1,0 × 10ÿ12 g. ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad? 3.40 Todas las sustancias enumeradas aquí son fertilizantes que aportan nitrógeno al suelo. ¿Cuál de estas es la fuente más rica de nitrógeno en porcentaje de masa? (a) Urea, (NH2)2CO (b) Nitrato de amonio, NH4NO3 (c) Guanidina, HNC(NH2)2 (d) Amoníaco, NH3 3.41 La fórmula de la herrumbre se puede representar mediante Fe2O3. ¿Cuántos moles de Fe hay en 24,6 g del compuesto? 3.30 La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas moléculas de agua hay en 2,56 ml de agua a esta temperatura? 3.42 El fluoruro de estaño (II) (SnF2) a menudo se agrega a la pasta de dientes como ingrediente para prevenir las caries. ¿Cuál es la masa de F en gramos en 24,6 g del compuesto? 3.4 El espectrómetro de masas Preguntas de revisión 3.31 Describa el funcionamiento de un espectrómetro de masas. 3.43 ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos con las siguientes composiciones? (a) 2,1 por ciento H, 65,3 por ciento O, 32,6 por ciento S; (b) 20,2 por ciento de Al, 79,8 por ciento de Cl. Machine Translated by Google 112 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas 3.44 ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos con las siguientes composiciones? (a) 40,1 por ciento de C, 6,6 por ciento de H, 53,3 por ciento de O; (b) 18,4 por ciento C, 21,5 por ciento N, 60,1 por ciento K. 3.45 El agente antiaglomerante agregado a la sal de Morton es silicato de calcio, CaSiO3. Este compuesto puede absorber hasta 2,5 veces su masa de agua y seguir siendo un polvo que fluye libremente. Calcule la composición porcentual de CaSiO3. 3.56 Escriba los símbolos usados para representar gas, líquido, sólido y la fase acuosa en ecuaciones químicas. Problemas 3.57 Balancee las siguientes ecuaciones usando el método descrito en la Sección 3.7. (a) C + O2 ÿ CO (b) CO + O2 ÿ CO2 c) H2 + Br2 ÿ HBr 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas (d) K + H2O ÿ KOH + H2 (e) Mg + O2 ÿ MgO Preguntas de revisión f) O3 ÿ O2 3.46 ¿Qué significa la palabra “empírico” en la fórmula empírica? (d) H2O2 ÿ H2O + O2 h) N2 + H2 ÿ NH3 3.47 Si conocemos la fórmula empírica de un compuesto, ¿qué información adicional necesitamos para determinar su fórmula molecular? Problemas (i) Zn + AgCl ÿ ZnCl2 + Ag j) S8 + O2 ÿ SO2 k) NaOH + H2SO4 ÿ Na2SO4 + H2O (l) Cl2 + NaI ÿ NaCl + I2 (m) KOH + H3PO4 ÿ K3PO4 + H2O 3.48 La fórmula empírica de un compuesto es CH. Si la masa molar de este compuesto es de aproximadamente 78 g, ¿cuál es su fórmula molecular? 3.49 La masa molar de la cafeína es 194.19 g. ¿La fórmula molecular de la cafeína es C4H5N2O o C8H10N4O2? 3.50 El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del smog. Es un compuesto de C, H, N y O. (a) N2O5 ÿ N2O4 + O2 (b) KNO3 ÿ KNO2 + O2 c) NH4NO3 ÿ N2O + H2O Determine la composición porcentual del oxígeno y la fórmula (d) NH4NO2 ÿ N2 + H2O empírica a partir de la siguiente composición porcentual en (e) NaHCO3 ÿ Na2CO3 + H2O + CO2 masa: 19,8 % C, 2,50 % H, 11,6 % N. ¿Cuál es su fórmula f) P4O10 + H2O ÿ H3PO4 molecular dado que su masa molar es de aproximadamente 120 g? 3.51 (n) CH4 + Br2 ÿ CBr4 + HBr 3.58 Balancee las siguientes ecuaciones usando el método descrito en la Sección 3.7. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del compuesto da la siguiente composición g) HCl + CaCO3 ÿ CaCl2 + H2O + CO2 h) Al + H2SO4 ÿ Al2(SO4)3 + H2 (i) CO2 + KOH ÿ K2CO3 + H2O porcentual en masa: C: 44,4 por ciento, H: 6,21 por ciento, S: j) CH4 + O2 ÿ CO2 + H2O 39,5 por ciento, O: 9,86 por ciento. Calcula su fórmula empírica. (k) Be2C + H2O ÿ Be(OH)2 + CH4 ¿Cuál es su fórmula molecular dado que su masa molar es de (l) Cu + HNO3 ÿ Cu (NO3) 2 + NO + H2O unos 162 g? (m) S + HNO3 ÿ H2SO4 + NO2 + H2O (n) NH3 + CuO ÿ Cu + N2 + H2O 3.52 El glutamato monosódico (MSG), un potenciador del sabor de los alimentos, ha sido culpado por el “síndrome del restaurante chino”, cuyos síntomas son dolores de cabeza y de pecho. 3.8 Cantidades de reactivos y productos MSG tiene la siguiente composición en masa: 35,51 por ciento Preguntas de revisión C, 4,77 por ciento H, 37,85 por ciento O, 8,29 por ciento N y 13,60 por ciento Na. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es de aproximadamente 169 g? 3.59 ¿En qué ley se basa la estequiometría? ¿Por qué es esencial usar ecuaciones balanceadas para resolver problemas estequiométricos? 3.60 Describa los pasos involucrados en el método del mol. 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas Problemas Preguntas de revisión 3.53 Use la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno para explicar los siguientes términos: reacción química, reactivo, producto. 3.54 ¿Cuál es la diferencia entre una reacción química y una ecuacion quimica? 3.61 ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa mejor la reacción que se muestra en el diagrama? (a) 8A + 4B ÿ C + D (b) 4A + 8B ÿ 4C + 4D (c) 2A + B ÿ C + D 3.55 ¿Por qué se debe balancear una ecuación química? ¿Qué ley (d) 4A + 2B ÿ 4C + 4D obedece una ecuación química balanceada? (e) 2A + 4B ÿ C + D Machine Translated by Google Preguntas y problemas A B 3.68 ¿Cuántos gramos de azufre (S) se necesitan para reaccionar completamente con 246 g de mercurio (Hg) para formar HgS? 3.69 La producción anual de dióxido de azufre a partir de la quema de carbón y combustibles fósiles, escapes de automóviles y otras C fuentes es de alrededor de 26 millones de toneladas. La ecuación de la reacción es D S (s) + O2 (g) ÿ SO2 (g) 3.62 ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa mejor la reacción que se muestra en el diagrama? ¿Cuánto azufre (en toneladas), presente en los materiales originales, daría como resultado esa cantidad de SO2? (a) A + B ÿ C + D 3.70 Cuando se calienta el bicarbonato de sodio (bicarbonato de sodio o carbonato ácido de sodio, NaHCO3) , libera gas de dióxido de carbono, que es responsable de la elevación de las galletas, las donas y el pan. (a) Escriba una ecuación (b) 6A + 4B ÿ C + D (c) A + 2B ÿ 2C + D (d) 3A + 2B ÿ 2C + D (e) 3A + 2B ÿ 4C + 2D balanceada para la descomposición del compuesto (uno de los productos es Na2CO3). (b) Calcule la masa de NaHCO3 necesaria para producir 20,5 g de CO2.ÿ A 3.71 B Si se mezcla lejía con cloro con otros productos de limpieza que contengan amoníaco, se puede formar el gas tóxico NCl3(g) de acuerdo con la ecuación C 3NaClO(aq) + NH3(aq) ÿ 3NaOH(aq) + NCl3(g) D 3.63 Considere la combustión de monóxido de carbono (CO) en gas oxígeno: 2CO (g) + O2 (g) ÿ 2CO2 (g) Comenzando con 3,60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 producidos si hay suficiente oxígeno gaseoso para reaccionar con todo el CO. 3.64 El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar calentando Si en cloro gaseoso: Si (s) + 2Cl2 (g) ÿ SiCl4 (l) En una reacción se producen 0,507 moles de SiCl4 . ¿Cuántos moles de cloro molecular se usaron en la reacción? 3.65 El amoníaco es un fertilizante nitrogenado principal. Se prepara por la reacción entre hidrógeno y nitrógeno. 3H2(g) + N2(g) ÿ 2NH3(g) Cuando 2,94 g de NH3 reaccionan con un exceso de NaClO según la reacción anterior, ¿cuántos gramos de NCl3 se forman? 3.72 La fermentación es un proceso químico complejo de elaboración del vino en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono: C6H12O6 ÿ 2C2H5OH + 2CO2 glucosa etanol Partiendo de 500,4 g de glucosa, ¿cuál es la cantidad máxima de etanol en gramos y en litros que se puede obtener mediante este proceso? (Densidad del etanol = 0,789 g/mL.) 3.73 Cada unidad de sulfato de cobre(II) está asociada con cinco moléculas de agua en sulfato de cobre(II) cristalino pentahidratado (CuSO4 · 5H2O). Cuando este compuesto se calienta en aire por encima de 100°C, pierde las moléculas de agua y también su color azul: CuSO4 · 5H2O ÿ CuSO4 + 5H2O En una reacción particular, se produjeron 6,0 moles de NH3. ¿Cuántos moles de H2 y cuántos moles de N2 reaccionaron para producir esta cantidad de NH3? Si quedan 9,60 g de CuSO4 después de calentar 15,01 g del compuesto azul, calcule el número de moles de H2O originalmente presentes en el compuesto. 3.66 Ciertos autos de carreras usan metanol (CH3OH, también llamado alcohol de madera) como combustible. La 3.74 Durante muchos años, la recuperación de oro, es decir, la separación del oro de otros materiales, implicó el uso de cianuro de potasio: combustión del metanol se produce según la siguiente ecuación: 2CH3OH(l) + 3O2(g) ÿ 2CO2(g) + 4H2O(l) En una reacción particular, se hacen reaccionar 9,8 moles de CH3OH con un exceso de O2. Calcular el número de moles de H2O formados. 3.67 Calcule la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará completamente con 20,4 g de aluminio (Al) para formar yoduro de aluminio (AlI3). 4Au + 8KCN + O2 + 2H2O ÿ 4KAu (CN) 2 + 4KOH ¿Cuál es la cantidad mínima de KCN en moles que se necesita para extraer 29,0 g (alrededor de una onza) de oro? 3.75 La piedra caliza (CaCO3) se descompone al calentarla en cal viva (CaO) y dióxido de carbono. Calcula cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1,0 kg de piedra caliza. Machine Translated by Google 114 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas 3.76 El óxido nitroso (N2O) también se denomina “gas de la risa”. Puede prepararse por descomposición térmica del nitrato de amonio H2 (NH4NO3). El otro producto es H2O. (a) Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. (b) ¿Cuántos gramos de N2O N2 se forman si se usan 0.46 moles de NH4NO3 en la reacción? 3.77 El sulfato de amonio fertilizante [(NH4)2SO4] se prepara por NH3 reacción entre el amoníaco (NH3) y el ácido sulfúrico: 2NH3 (g) + H2SO4 (ac) ÿ (NH4) 2SO4 (ac) ¿Cuántos kilogramos de NH3 se necesitan para producir 1,00 × 105 kg de (NH4)2SO4? 3.83 El óxido nítrico (NO) reacciona con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de nitrógeno (NO2), un gas de color marrón oscuro: 3.78 Una preparación de laboratorio común del oxígeno gaseoso es la 2NO(g) + O2(g) ÿ 2NO2(g) descomposición térmica del clorato de potasio (KClO3). Suponiendo una descomposición completa, calcule el número de gramos de gas O2 que se pueden obtener a partir de 46,0 En un experimento se mezclan 0,886 moles de NO con 0,503 moles de O2. Calcula cuál de los dos reactivos es el reactivo g de KClO3. (Los productos son KCl y O2.) limitante. Calcule también el número de moles de NO2 producidos. 3.84 El amoníaco y el ácido sulfúrico reaccionan para formar sulfato 3.9 Reactivos limitantes de amonio. (a) Escriba una ecuación para la reacción. (b) Preguntas de revisión Determine la masa inicial (en gramos) de cada reactivo si se 3.79 Defina reactivo limitante y reactivo en exceso. ¿Cuál es la importancia del reactivo limitante para predecir la cantidad del producto obtenido en una reacción? ¿Puede haber un reactivo producen 20,3 g de sulfato de amonio y quedan 5,89 g de ácido sulfúrico sin reaccionar. 3.85 El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza en la cocina y la calefacción domésticas. (a) Equilibre la limitante si solo está presente un reactivo? siguiente ecuación que representa la combustión de propano 3.80 Dé un ejemplo cotidiano que ilustre el concepto de reactivo en el aire. limitante. C3H8 + O2 ÿ CO2 + H2O Problemas (b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden producir al quemar 3.65 moles de propano? 3.81 Considere la reacción Suponga que el oxígeno es el reactivo en exceso en esta reacción. 2A + B ÿ C 3.86 Considere la reacción (a) En el diagrama que representa la reacción, ¿qué reactivo, MnO2 + 4HCl ÿ MnCl2 + Cl2 + 2H2O A o B, es el reactivo limitante? (b) Suponiendo una reacción completa, dibuje una Si reaccionan 0,86 moles de MnO2 y 48,2 g de HCl, ¿qué representación de modelo molecular de las cantidades de reactivo se consumirá primero? ¿Cuántos gramos de Cl2 se reactivos y productos que quedan después de la reacción. producirán? La disposición atómica en C es ABA. A 3.10 Rendimiento de la reacción Preguntas de revisión B 3.87 ¿Por qué el rendimiento teórico de una reacción está determinado únicamente por la cantidad del reactivo limitante? 3.88 ¿Por qué el rendimiento real de una reacción casi siempre es menor que el rendimiento teórico? Problemas 3.82 Considere la reacción 3.89 El fluoruro de hidrógeno se usa en la fabricación de freones (que N2 + 3H2 ÿ 2NH3 destruyen el ozono en la estratosfera) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara por la reacción Suponiendo que cada modelo representa 1 mol de la sustancia, muestre el número de moles del producto y el exceso de reactivo que quedan después de la reacción completa. CaF2 + H2SO4 ÿ CaSO4 + 2HF Machine Translated by Google 115 Preguntas y problemas En un proceso, se tratan 6,00 kg de CaF2 con un exceso de 3.96 El rubidio se usa en “relojes atómicos” y otros equipos electrónicos H2SO4 y se obtienen 2,86 kg de HF. Calcular el porcentaje de precisos. La masa atómica promedio 85 87 de 37Rb 37Rb(86,909 (84.912uma) uma)es y 85,47 uma. Calcular las abundancias rendimiento de HF. naturales de los isótopos de rubidio. 3.90 La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un explosivo poderoso. Su descomposición puede representarse por 4C3H5N3O9 ÿ 6N2 + 12CO2 + 10H2O + O2 3.97 Este diagrama representa los productos (CO2 y H2O) formados después de la combustión de un hidrocarburo (un compuesto Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos que contiene solo átomos de C y H). Escribe una ecuación para productos gaseosos. Es la formación repentina de estos gases, la reacción. (Sugerencia: la masa molar del hidrocarburo es de junto con su rápida expansión, lo que produce la explosión. (a) aproximadamente 30 g). ¿Cuál es la cantidad máxima de O2 en gramos que se puede obtener a partir de 2,00 × 102 g de nitroglicerina? (b) Calcule el CO2 porcentaje de rendimiento en esta reacción si la cantidad de O2 generado se encuentra que es de 6,55 g. H2O 3.91 El óxido de titanio (IV) (TiO2) es una sustancia blanca producida por la acción del ácido sulfúrico sobre el mineral ilmenita (FeTiO3): FeTiO3 + H2SO4 ÿ TiO2 + FeSO4 + H2O Sus propiedades opacas y no tóxicas lo hacen adecuado como pigmento en plásticos y pinturas. En un proceso, 8,00 × 103 kg de FeTiO3 produjeron 3,67 × 103 kg de TiO2. ¿Cuál es el 3.98 Considere la reacción de hidrógeno gaseoso con oxígeno gaseoso: 2H2(g) + O2(g) ÿ 2H2O(g) porcentaje de rendimiento de la reacción? 3.92 El etileno (C2H4), un químico orgánico industrial importante, se puede preparar calentando hexano (C6H14) a 800°C: H2 C6H14 ÿ C2H4 + otros productos O2 Si el rendimiento de la producción de etileno es del 42,5 por ciento, ¿qué masa de hexano debe reaccionar para producir 481 g de etileno? H2O 3.93 Cuando se calienta, el litio reacciona con nitrógeno para formar nitruro de litio: 6Li(s) + N2(g) ÿ 2Li3N(s) Suponiendo una reacción completa, ¿cuál de los diagramas (a)– ¿Cuál es el rendimiento teórico de Li3N en gramos cuando se (d) representa las cantidades de reactivos y productos que calientan 12,3 g de Li con 33,6 g de N2? Si el rendimiento real quedan después de la reacción? de Li3N es de 5,89 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? 3.94 El dicloruro de disulfuro (S2Cl2) se usa en la vulcanización del caucho, un proceso que evita que las moléculas de caucho se deslicen entre sí cuando se estiran. Se prepara calentando azufre en una atmósfera de cloro: S8(l) + 4Cl2(g) ÿ 4S2Cl2(l) ¿Cuál es el rendimiento teórico de S2Cl2 en gramos cuando se calientan 4,06 g de S8 con 6,24 g de Cl2? Si el rendimiento real de S2Cl2 es de 6,55 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento? (a) Problemas adicionales (C) (D) 3.99 El etileno reacciona con cloruro de hidrógeno para formar cloruro de 3.95 El galio es un elemento importante en la producción de semiconductores. La masa atómica promedio de 31Ga (70.9247 69 (B) 71 etilo: C2H4(g) + HCl(g) ÿ C2H5Cl(g) 31Ga (68,9256 uma) y 69,72 amu) es uma. Calcular las abundancias naturales de los isótopos de Calcule la masa de cloruro de etilo que se forma si 4,66 g de galio. etileno reaccionan con un rendimiento del 89,4 por ciento. Machine Translated by Google 116 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas 3.100 Escriba ecuaciones balanceadas para las siguientes reacciones descritas con palabras. (a) El pentano se quema en oxígeno para formar dióxido de carbono y agua. (b) El bicarbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico para formar dióxido de carbono, cloruro de sodio y agua. (c) Cuando se calienta en una atmósfera de nitrógeno, el litio forma nitruro de litio. (d) El tricloruro de fósforo reacciona con el agua para formar ácido fosforoso y cloruro de hidrógeno. (e) El óxido de cobre (II) calentado con amoníaco formará 3.110 El quilate es la unidad de masa utilizada por los joyeros. Un quilate es exactamente 200 mg. ¿Cuántos átomos de carbono hay en un diamante de 24 quilates? 3.111 Una barra de hierro pesaba 664 g. Después de que la barra estuvo expuesta al aire húmedo durante un mes, exactamente una octava parte del hierro se convirtió en óxido (Fe2O3). Calcular la masa final de la barra de hierro y el óxido. 3.112 Cierto óxido metálico tiene la fórmula MO, donde M denota el metal. Una muestra de 39,46 g del compuesto se calienta intensamente en una atmósfera de hidrógeno para eliminar el oxígeno en forma de moléculas de agua. Al final quedan 31,70 g del metal. Si O tiene una masa atómica de 16,00 uma, calcule la masa atómica de M e identifique el elemento. cobre, gas nitrógeno y agua. 3.101 Industrialmente, el ácido nítrico se produce mediante el proceso de Ostwald representado por las siguientes ecuaciones: 4NH3(g) + 5O2(g) ÿ 4NO(g) + 6H2O(l) 2NO(g) + O2(g) ÿ 2NO2(g) 2NO2(g) + H2O(l) ÿ HNO3(ac) + HNO2(ac) 3.113 Una muestra impura de zinc (Zn) se trata con un exceso de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar sulfato de zinc (ZnSO4) e hidrógeno molecular (H2). (a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. (b) Si se obtienen 0,0764 g de H2 de 3,86 g de la muestra, calcule el porcentaje de pureza de la muestra. (c) ¿Qué suposiciones debe hacer en (b)? ¿Qué masa de NH3 (en gramos) se debe usar para producir 1,00 tonelada de HNO3 mediante el procedimiento anterior, suponiendo un rendimiento del 80 por ciento en cada paso? (1 3.114 Una de las reacciones que ocurre en un alto horno, donde el mineral de hierro se convierte en hierro fundido, es tonelada = 2000 lb; 1 lb = 453,6 g.) Fe2O3 + 3CO ÿ 2Fe + 3CO2 3.102 Una muestra de un compuesto de Cl y O reacciona con un exceso de H2 para dar 0,233 g de HCl y 0,403 g de H2O. Determine la Suponga que se obtienen 1,64 × 103 kg de Fe de una muestra fórmula empírica del compuesto. de 2,62 × 103 kg de Fe2O3. Suponiendo que la reacción se completa, ¿cuál es el porcentaje de pureza de Fe2O3 en la 3.103 ¿Cuántos gramos de H2O se producirán a partir de la combustión completa de 26,7 g de butano (C4H10)? 3.104 Una muestra de 26,2 g de hidrato de ácido oxálico (H2C2O4 · muestra original? 3.115 El dióxido de carbono (CO2) es el gas principal responsable del calentamiento global (el efecto invernadero). La quema de 2H2O) se calienta en un horno hasta que se elimina toda el combustibles fósiles es una de las principales causas del aumento agua. ¿Qué cantidad de ácido anhidro queda? de la concentración de CO2 en la atmósfera. El dióxido de 3.105 La masa atómica del elemento X es 33.42 uma. Una muestra de 27,22 g de X se combina con 84,10 g de otro elemento Y para formar un compuesto XY. Calcular la masa atómica de Y. carbono también es el producto final del metabolismo (ver Ejemplo 3.13). Utilizando la glucosa como ejemplo de alimento, calcule la producción humana anual de CO2 en gramos, suponiendo que cada persona consume 5,0 × 102 g de glucosa 3.106 ¿Cuántos moles de O se necesitan para combinarse con 0.212 moles de C para formar (a) CO y (b) CO2?ÿ 3.107 Un químico investigador usó un espectrómetro de masas para estudiar los dos isótopos de un elemento. Con el tiempo, registró una serie de espectros de masas de estos isótopos. al día. La población mundial es de 7.200 millones y el año tiene 365 días. 3.116 Los carbohidratos son compuestos que contienen carbono, hidrógeno y oxígeno en los que la proporción de hidrógeno a oxígeno es de En el análisis, notó que la relación entre el pico más alto (el 2:1. Cierto carbohidrato contiene 40.0 por ciento de carbono en isótopo más abundante) y el pico más corto (el isótopo menos masa. Calcule las fórmulas empírica y molecular del compuesto abundante) aumentaba gradualmente con el tiempo. Suponiendo si la masa molar aproximada es de 178 g. que el espectrómetro de masas funcionaba normalmente, ¿qué cree que estaba causando este cambio? 3.117 ¿Cuál de los siguientes tiene mayor masa: 0,72 g de O2 o 0,0011 mol de clorofila (C55H72MgN4O5)? 3.108 El hidrato de sulfato de aluminio [Al2(SO4)3 · xH2O] contiene 8.10 3.118 El análisis de un cloruro metálico XCl3 muestra que contiene 67.2 por ciento de Al en masa. Calcula x, es decir, el número de por ciento de Cl en masa. Calcula la masa molar de X e identifica moléculas de agua asociadas con cada unidad de Al2(SO4)3 . el elemento. 3.119 La hemoglobina (C2952H4664N812O832S8Fe4) es el transportador 3.109 La nitroglicerina explosiva (C3H5N3O9) también se ha utilizado de oxígeno en la sangre. (a) Calcular su masa molar. (b) Un como fármaco para tratar a pacientes cardíacos para aliviar el adulto promedio tiene alrededor de 5,0 L de sangre. Cada mililitro dolor (una gina de pecho). Ahora sabemos que la nitroglicerina de sangre tiene aproximadamente 5,0 × 109 produce óxido nítrico (NO), que hace que los músculos se relajen eritrocitos, o glóbulos rojos, y cada glóbulo rojo tiene alrededor y permite que las arterias se dilaten. Si cada molécula de de 2,8 × 108 moléculas de hemoglobina. nitroglicerina libera un NO por átomo de N, calcule el porcentaje Calcule la masa de moléculas de hemoglobina en gramos en un en masa de NO disponible de la nitroglicerina. adulto promedio. Machine Translated by Google 117 Preguntas y problemas 3.120 La mioglobina almacena oxígeno para procesos metabólicos en el 3.131 Un compuesto que contiene solo C, H y Cl se examinó en un músculo. El análisis químico muestra que contiene 0,34 por ciento espectrómetro de masas. El pico de masa más alto visto corresponde de Fe en masa. ¿Cuál es la masa molar de la mioglobina? (Hay un a una masa de iones de 52 amu. El pico de masa más abundante átomo de Fe por molécula). visto corresponde a una masa de iones de 50 uma y es aproximadamente tres veces más intenso que el pico de 52 uma. 3.121 Calcule el número de cationes y aniones en cada uno de los siguientes compuestos: (a) 0.764 g de CsI, (b) 72.8 g de K2Cr2O7, (c) 6.54 g Deduzca una fórmula molecular razonable para el compuesto y de Hg2(NO3)2. explique las posiciones e intensidades de los picos de masa 3.122 Una mezcla de NaBr y Na2SO4 contiene 29.96 por ciento de Na en masa. Calcule el porcentaje en masa de cada compuesto en la mencionados. (Insinuación: El cloro es el único elemento que tiene isótopos en cantidades 35 por3.132 ciento; comparables: 17Cl: 24,5 por ciento.17Cl: Para75,5 H, use En1C.) la mezcla. 1 3.123 Considere la reacción 3A + 2B ÿ 3C. Un estudiante mezcló 4,0 moles de A con 4,0 moles de B y obtuvo 2,8 moles de C. ¿Cuál es el 35 12 1H; para C, encuentra utilice formación de monóxido de carbono, CO, se que 2.445 g de carbono se combinan con 3.257 g de oxígeno. ¿Cuál es la masa atómica del oxígeno si la masa atómica del carbono es 12,01 uma? rendimiento porcentual de la reacción? 3.124 Balancee la ecuación que se muestra aquí en modelos moleculares. 3.133 ¿Qué relación molar de cloro molecular (Cl2) a oxígeno molecular (O2) resultaría de la descomposición del compuesto Cl2O7 en sus elementos constituyentes? + ÿ + 3.134 ¿Cuál de las siguientes sustancias contiene la mayor masa de cloro? (a) 5,0 g de Cl2, (b) 60,0 g de NaClO3, (c) 0,10 mol de KCl, (d) 30,0 g de MgCl2, (e) 0,50 mol de Cl2.ÿ 3.125 La aspirina o ácido acetilsalicílico se sintetiza haciendo reaccionar ácido salicílico con anhídrido acético: 3.135 Un compuesto formado por C, H y Cl contiene 55,0 por ciento de Cl en masa. Si 9,00 g del compuesto contienen 4,19 × 1023 átomos de H, ¿cuál es la fórmula empírica del compuesto? C7H6O3 + C4H6O3 ÿ C9H8O4 + C2H4O2 ácido acético ácido salicílico anhídrido acético aspirina (a) ¿Cuánto ácido salicílico se requiere para producir 0.400 g de aspirina (aproximadamente el contenido de una tableta), suponiendo que el anhídrido acético está presente en exceso? (b) Calcule la 3.136 El platino forma dos compuestos diferentes con cloro. Uno contiene 26,7 por ciento de Cl en masa y el otro contiene 42,1 por ciento de Cl en masa. Determine las fórmulas empíricas de los dos compuestos. cantidad de ácido salicílico necesaria si sólo el 74,9 por ciento del ácido salicílico se convierte en aspirina. (c) En un experimento, se hacen reaccionar 9,26 g de ácido salicílico con 8,54 g de anhídrido 3.137 La siguiente reacción es estequiométrica como está escrita C4H9Cl + NaOC2H5 ÿ C4H8 + C2H5OH + NaCl acético. Calcule el rendimiento teórico de aspirina y el porcentaje de pero a menudo se lleva a cabo con un exceso de NaOC2H5 reaccionar con cualquier agua presente en la mezcla de reacción rendimiento si solo se producen 10,9 g de aspirina. 3.126 Calcule la composición porcentual en masa de todos los elementos del fosfato de calcio [Ca3(PO4)2], un componente principal de los huesos. que pueda reducir el rendimiento. Si la reacción que se muestra se llevó a cabo con 6,83 g de C4H9Cl, ¿cuántos gramos de NaOC2H5 se necesitarían para tener un exceso molar del 50 por ciento de ese reactivo? 3.127 La lisina, un aminoácido esencial en el cuerpo humano, contiene C, H, O y N. En un experimento, la combustión completa de 2,175 g de lisina produjo 3,94 g de CO2 y 1,89 g de H2O. En un experimento separado, 1,873 g de lisina dieron 0,436 g de NH3. (a) Calcule la fórmula empírica de la lisina. (b) La masa molar aproximada de la lisina es de 150 g. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 3.138 Los compuestos que contienen rutenio(II) y bipiridina, C10H8N2, han despertado un interés considerable debido a su función en los sistemas que convierten la energía solar en electricidad. El compuesto [Ru(C10H8N2)3] El Cl2 se sintetiza haciendo reaccionar RuCl3 · 3H2O(s) con tres equivalentes molares de C10H8N2(s), junto con un exceso de trietilamina, N(C2H5)3(l), para convertir rutenio(III) en rutenio(II). La densidad de la trietilamina es de 0,73 g/mL y normalmente se utilizan 3.128 ¿1 g de moléculas de hidrógeno contiene tantos H ocho equivalentes molares en la síntesis. (a) Suponiendo que átomos como 1 g de átomos de hidrógeno? comienza con 6,5 g de RuCl3 · 3H2O, ¿cuántos gramos de C10H8N2 3.129 El número de Avogadro a veces se ha descrito como un factor de conversión entre unidades de masa atómica y qué volumen de N(C2H5)3 y gramos. Utilice el átomo de flúor (19,00 amu) como ejemplo para debe usarse en la reacción? (b) Dado que el rendimiento de esta mostrar la relación entre la unidad de masa atómica y el gramo. reacción es del 91 por ciento, ¿cuántos gramos de [Ru(C10H8N2)3]Cl2 se obtendrán? 3.130 Las abundancias naturales de los dos isótopos estables de 1H: 99,985 hidrógeno (hidrógeno y deuterio) son porcentajes y 2 ciento. Suponga el aguade existen como H2O o D2O. Calculaque el número moléculas de D2O en exactamente 400 ml de agua. 1 1H: 0,015 por 3.139 Al calentar 2,40 g del óxido del metal X (masa molar de X = 55,9 g/mol) en monóxido de carbono (CO), se obtiene el metal puro y el dióxido de carbono. La masa del producto metálico es de 1,68 g. A partir de los datos proporcionados, demuestre que la fórmula más simple del óxido es X2O3 y escriba una ecuación balanceada para la reacción. (Densidad = 1,00 g/ml.) Machine Translated by Google 118 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas 3.140 Un compuesto X contiene 63,3 por ciento de manganeso (Mn) y 3.147 Una mezcla de metano (CH4) y etano (C2H6) de 13,43 g de 36,7 por ciento de O en masa. Cuando se calienta X, se masa se quema completamente en oxígeno. Si la masa total desprende oxígeno gaseoso y se forma un nuevo compuesto de CO2 y H2O producida es de 64,84 g, calcule la fracción de CH4 en la mezcla. Y que contiene 72,0 por ciento de Mn y 28,0 por ciento de O. (a) Determine las fórmulas empíricas de X e Y. (b) Escriba una ecuación balanceada para la conversión de X a Y. 3.148 La gasolina con plomo contiene un aditivo para evitar que el motor “golpee”. En el análisis, se encuentra que el compuesto aditivo contiene carbono, hidrógeno y plomo (Pb) (por lo 3.141 La fórmula de un hidrato de cloruro de bario es BaCl2 · xH2O. Si tanto, "gasolina con plomo"). Cuando se queman 51,36 g de 1,936 g del compuesto dan 1,864 g de BaSO4 anhidro tras el este compuesto en un aparato como el que se muestra en la tratamiento con ácido sulfúrico, calcule el valor de x. figura 3.6, se producen 55,90 g de CO2 y 28,61 g de H2O . Determine la fórmula empírica del aditivo de gasolina. 3.142 Se calcula que el día que entró en erupción el monte St. Helens (18 de mayo de 1980), se liberaron a la atmósfera unas 4,0 × 3.149 Debido a su efecto perjudicial sobre el medio ambiente, el 105 toneladas de SO2 . Si todo el SO2 finalmente se convirtió compuesto de plomo descrito en el problema 3.148 se en ácido sulfúrico, ¿cuántas toneladas de H2SO4 se reemplazó por metil terc-butil éter (un compuesto de C, H y produjeron? O) para mejorar el rendimiento de la gasolina. (Este compuesto 3.143 La cisteína, que se muestra aquí, es uno de los 20 aminoácidos que se encuentran en las proteínas de los seres humanos. también se está eliminando debido a su contaminación del agua potable). Cuando se queman 12,1 g del compuesto en Escriba la fórmula molecular y calcule su composición un aparato como el que se muestra en la figura 3.6, se forman porcentual en masa. 30,2 g de CO2 y 14,8 g de H2O . ¿Cuál es la formula empírica del compuesto? H 3.150 Suponga que le dan un cubo hecho de metal magnesio (Mg) con S una longitud de arista de 1,0 cm. (a) Calcule el número de átomos de Mg en el cubo. (b) Los átomos tienen forma EL esférica. Por lo tanto, los átomos de Mg en el cubo no pueden llenar todo el espacio disponible. Si solo el 74 por ciento del C espacio dentro del cubo está ocupado por átomos de Mg, calcule el radio en picómetros de un átomo de Mg. (La densidad de Mg es 1,74 g/cm3 y el 3ÿr3 .) el volumen de una esfera de radio r 4 es 3.151 Cierta muestra de carbón contiene 1.6 por ciento de azufre 3.144 El isoflurano, que se muestra aquí, es una inhalación común y estético. Escribe su fórmula molecular y calcula su composición porcentual en masa. en masa. Cuando se quema el carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre. Para evitar la contaminación del aire, este dióxido de azufre se trata con óxido de calcio (CaO) para formar sulfito de calcio (CaSO3). Calcule la masa diaria (en kilogramos) de CaO que necesita una central eléctrica que utiliza 6,60 × 106 kg de carbón al día. cl 3.152 El aire es una mezcla de muchos gases. Sin embargo, al EL C calcular su “masa molar” necesitamos considerar solo los tres componentes principales: nitrógeno, oxígeno y argón. Dado que un mol de aire al nivel del mar se compone de 78,08 por ciento de nitrógeno, 20,95 por ciento de oxígeno y 0,97 por H F 3.145 Una mezcla de CuSO4 · 5H2O y MgSO4 · 7H2O se calienta ciento de argón, ¿cuál es la masa molar del aire? 3.153 a) Determine la masa de calcio metálico que contiene el mismo número de moles que 89,6 g de zinc metálico. (b) Calcule el número de moles de flúor molecular que tienen la misma masa que 36,9 moles de argón. c) ¿Cuál es la masa de ácido hasta que se pierde toda el agua. Si 5,020 g de la mezcla dan sulfúrico que contiene 0,56 moles de átomos de oxígeno? (d) 2,988 g de sales anhidras, ¿cuál es el porcentaje en masa de Determine el número de moles de ácido fosfórico que CuSO4 · 5H2O en la mezcla? contienen 2,12 g de átomos de hidrógeno. 3.146 Cuando 0.273 g de Mg se calientan fuertemente en una atmósfera de nitrógeno (N2) , ocurre una reacción química. El producto 3.154 Uno de los principales usos industriales del ácido clorhídrico es el decapado de metales. Este proceso implica la eliminación de la reacción pesa 0,378 g. Calcule la fórmula empírica del de capas de óxido de metal de las superficies metálicas para compuesto que contiene Mg y N. Nombre el compuesto. prepararlas para el recubrimiento. (a) Escriba una ecuación entre el óxido de hierro (III), que representa el óxido Machine Translated by Google Interpretación, modelado y estimación 119 capa sobre hierro y HCl para formar cloruro de hierro (III) y y 64 uma. (b) Tenga en cuenta que hay (entre otras) dos agua. (b) Si reaccionan 1,22 moles de Fe2O3 y 289,2 g de moléculas probables que darían lugar a un pico a 44 amu, a HCl, ¿cuántos gramos de FeCl3 se producirán? saber, C3H8 y CO2. En tales casos, un químico podría intentar 3.155 octanos (C8H18) es un componente de la gasolina. se rompen en el espectrómetro. Por ejemplo, si un químico ve buscar otros picos generados cuando algunas de las moléculas combustión incompleta produce H2O y CO, lo que no solo un pico en 44 uma y también uno en 15 uma, ¿qué molécula produce el pico de 44 uma? ¿Por qué? (c) Utilizando las La combustión completa del octano produce H2O y CO2. La reduce la eficiencia del motor que utiliza el combustible, sino siguientes masas atómicas precisas: 1 H (1,00797 uma), 12C que también es tóxico. En cierta prueba, se queman 1.000 (12,00000 uma) y 16O (15,99491 uma), ¿con qué precisión galones de octano en un motor. La masa total de CO, CO2 y deben medirse las masas de C3H8 y CO2 para distinguirlas? H2O producida es de 11,53 kg. Calcular la eficiencia del proceso; es decir, calcular la fracción de octano convertida en CO2. La densidad de octano es de 2.650 kg/gal. 3.160 Potasa es cualquier mineral de potasio que se utiliza por su contenido de potasio. La mayor parte de la potasa producida en los Estados Unidos se destina a fertilizantes. Las principales fuentes de potasa son el cloruro de potasio (KCl) y el sulfato 3.156 Industrialmente, el hidrógeno gaseoso se puede preparar haciendo reaccionar gas propano (C3H8) con vapor a unos 400°C. Los de potasio (K2SO4). La producción de potasa a menudo se productos son monóxido de carbono (CO) e hidrógeno gaseoso informa como el equivalente de óxido de potasio (K2O) o la (H2). (a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. cantidad de K2O que se podría producir a partir de un mineral (b) ¿Cuántos kilogramos de H2 se pueden obtener a partir de determinado. (a) Si el KCl cuesta $0.55 por kg, ¿a qué precio (dólar por kg) debe venderse el K2SO4 para suministrar la 2,84 × 103 kg de propano? misma cantidad de potasio por dólar? (b) ¿Qué masa (en kg) de K2O contiene el mismo número de moles de átomos de K 3.157 En la síntesis de un producto natural, un químico prepara una que 1,00 kg de KCl? molécula biológica compleja completamente a partir de materiales de partida no biológicos. A menudo se sabe que las moléculas diana son prometedoras como agentes terapéuticos, 3.161 Una muestra de magnesio de 21.496 g se quema en el aire para y las reacciones orgánicas que se desarrollan a lo largo del formar óxido de magnesio y nitruro de magnesio. camino benefician a todos los químicos. Sin embargo, la Cuando los productos se tratan con agua, se generan 2,813 g síntesis general requiere muchos pasos, por lo que es de amoníaco gaseoso. Calcule las cantidades de nitruro de importante tener los mejores rendimientos porcentuales magnesio y de óxido de magnesio que se forman. posibles en cada paso. ¿Cuál es el rendimiento porcentual general para una síntesis de este tipo que tiene 24 pasos con 3.162 Cierto metal M forma un bromuro que contiene 53.79 por ciento de un rendimiento del 80 por ciento en cada paso? 3.158 ¿Qué es incorrecto o ambiguo en cada una de las declaraciones aquí? Br en masa. ¿Cuál es la fórmula química del compuesto? 3.163 Una muestra de hierro que pesa 15.0 g se calentó con clorato de potasio (KClO3) en un recipiente al vacío. El oxígeno generado (a) NH4NO2 es el reactivo limitante en la reacción por la descomposición de KClO3 convirtió parte del Fe en NH4NO2(s) ÿ N2(g) + 2H2O(l) Fe2O3. Si la masa combinada de Fe y Fe2O3 fue de 17,9 g, calcule la masa de Fe2O3 formada y la masa de KClO3 (b) Los reactivos limitantes para la reacción que se muestra descompuesta. aquí están NH3 y NaCl. NH3(ac) + NaCl(ac) + H2CO3(ac) ÿ 3.164 Una muestra que contiene NaCl, Na2SO4 y NaNO3 da el siguiente análisis elemental: Na: 32.08 por ciento; O: 36,01 por ciento; NaHCO3(ac) + NHCl(ac) Cl: 19,51 por ciento. Calcule el porcentaje en masa de cada compuesto en la muestra. 3.159 (a) Para moléculas que tienen masas moleculares pequeñas, se puede usar la espectrometría de masas para identificar sus 3.165 Una muestra de 10,00 g de sodio reacciona con oxígeno para fórmulas. Para ilustrar este punto, identifique la molécula que formar 13,83 g de óxido de sodio (Na2O) y peróxido de sodio más probablemente explique la observación de un pico en un (Na2O2). Calcule la composición porcentual de la mezcla. espectro de masas a 16 amu, 17 amu, 18 amu, Interpretación, modelado y estimación 3.166 Aunque la mayoría de los isótopos de elementos ligeros como el cantidad de neutrones se aproxima a la “línea de goteo de oxígeno y el fósforo contienen cantidades relativamente neutrones”. Pueden desempeñar un papel fundamental en las iguales de protones y neutrones, resultados recientes indican reacciones nucleares de las estrellas. Se ha informado de un que se puede preparar una nueva clase de isótopos llamados isótopo inusualmente pesado de aluminio (13 43Al). ¿Cuántos isótopos ricos en neutrones. Estos isótopos ricos en neutrones neutrones más contiene este átomo en comparación con un empujan los límites de la estabilidad nuclear a medida que la gran átomo de aluminio promedio? Machine Translated by Google 120 Capítulo 3 ÿ Relaciones de masa en reacciones químicas 3.167 Sin hacer ningún cálculo detallado, ordene las siguientes sustancias 3.170 Estima qué tan alto en millas puedes apilar un número de naranjas en orden creciente de número de moles: 20,0 g de Cl, 35,0 g de Avogadro que cubre toda la Tierra. de Br y 94,0 g de I. 3.171 El siguiente es un método tosco pero efectivo para estimar el 3.168 Sin hacer ningún cálculo detallado, estime qué elemento tiene la orden de magnitud del número de Avogadro usando ácido mayor composición porcentual en masa en cada uno de los esteárico (C18H36O2) que se muestra aquí. Cuando se agrega ácido esteárico al agua, sus moléculas se siguientes compuestos: (a) Hg(NO3)2 acumulan en la superficie y forman una monocapa; es decir, la (b) NF3 capa tiene solo una molécula de espesor. Se ha medido que el área de la sección transversal de cada molécula de ácido c) K2Cr2O7 esteárico es de 0,21 nm2 (d) C2952H4664N812O832S8Fe4 encuentra que se necesitan 1,4 × 10ÿ4 g de ácido esteárico 3.169 Considere la reacción . En un experimento se para formar una monocapa sobre agua en un plato de 20 cm de diámetro. Con base en estas medidas, ¿cuál es el número 6Li(s) + N2(g) ÿ 2Li3N(s) de Avogadro? Sin hacer ningún cálculo detallado, elija una de las siguientes combinaciones en las que el nitrógeno sea el H3C CH2 reactivo limitante: CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2OH _ CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 C (a) 44 g de Li y 38 g de N2 EL (b) 1380 g Li y 842 g N2 (c) 1,1 g de Li y 0,81 g de N2 Respuestas a los ejercicios de práctica 3,1 63,55 uma. 3,2 3,59 moles. 3,3 2,57 × 103 g. 3,4 1,0 × 10ÿ20 g. (permanganato de potasio). 3,10 196 g. 3.11 B2H6. 3,5 32,04 uma. 3,6 1,66 moles. 3,7 5,81 × 1024 átomos de H. 3,8H : 3.12 Fe2O3 + 3CO ÿ 2Fe + 3CO2. 3,13 235 g. 3,14 0,769 g. 3.15 2,055%; S: 32,69%; O: 65,25%. 3,9 KMnO4 (a) 234 g, (b) 234 g. 3,16 25,1 g. 3.17 (a) 863 g, (b) 93,0%. Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 3.1.1 193 Ir. 3.1.2 49.473 uma. 3.2.1 (b). 3.2.2 6,23 moles. masa de cloro. 3.5.1 La composición porcentual en masa de Sr es menor 3.2.3 85,6 g. 3.3.1 Masa molecular = 192,12 amu, masa molar = 192,12 g. 3.3.2 74,2 g. 3.3.3 1,93 × 1024 átomos de O. 3.4.1 Cuando que la de O. Solo necesita comparar las masas relativas de un átomo de Sr y seis átomos de O. 3.5.2C: 41,39%; H: 3,47%; O: 55,14%. 3.5.3 los isótopos de los dos átomos de cloro llegan al detector de un P2O5. 3.6.1 C5H10. espectrómetro de masas, se registra una corriente para cada tipo de 3.7.1 Parte esencial: El número de cada tipo de átomo a ambos lados ion. La cantidad de corriente generada es directamente proporcional de la flecha de reacción. Parte útil: Los estados físicos de los reactivos al número de iones, por lo que nos permite determinar la abundancia relativa de cada isótopo. Un promedio ponderado de las masas de los g. 3.8.3 18,1 g. 3.9.1 (a) 24,7 g, (b) 2,50 g Al. 3.9.2 El diagrama (d) dos isótopos basado en la abundancia relativa da el promedio muestra que el NO es el reactivo limitante. 3.10.1 No. 3.10.2 88,3%. y productos. 3.7.2 2K2S2O3 + I2 ÿ K2S4O6 + 2KI. 3.8.1 (b). 3.8.2 127 Elementos de diseño: Student Hot Spot (puntero con ícono web): ©LovArt/Shutterstock.com Machine Translated by Google CAPÍTULO 4 Al variar el tamaño y la concentración de los puntos cuánticos en solución, los químicos pueden ajustar la emisión de diferentes colores de luz. ©SPL/Fuente científica BOSQUEJO DEL CAPÍTULO 4.1 Propiedades generales de Soluciones acuosas 4.2 Reacciones de precipitación 4.3 Reacciones ácido-base 4.4 Oxidación-Reducción reacciones 4.5 Concentración de Soluciones 4.6 Análisis gravimétrico 4.7 Valoraciones ácido-base 4.8 Valoraciones redox Reacciones en Soluciones acuosas Machine Translated by Google 122 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas UNA MIRADA HACIA ADELANTE ÿ Comenzamos estudiando las propiedades de las soluciones preparadas disolviendo sustancias en agua, llamadas soluciones acuosas. Las soluciones acuosas se pueden clasificar como no electrolíticas o electrolíticas, según su capacidad para conducir electricidad. (4.1) ÿ Veremos que las reacciones de precipitación son aquellas en las que el producto es un compuesto insoluble. Aprendemos a representar estas reacciones usando ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas. (4.2) ÿ A continuación, aprendemos reacciones ácido-base, que implican la transferencia de protones (H+) de un ácido a una base. (4.3) ÿ Luego aprendemos las reacciones de oxidación-reducción (redox) en las que los electrones se transfieren entre los reactivos. Veremos que existen varios tipos de reacciones redox. (4.4) ÿ Para realizar estudios cuantitativos de soluciones, aprendemos a expresar la concentración de una solución en molaridad. (4.5) ÿ Por último, aplicamos nuestro conocimiento del método del mol del Capítulo 3 a los tres tipos de reacciones estudiadas aquí. Veremos cómo se usa el análisis gravimétrico para estudiar reacciones de precipitación y cómo se usa la técnica de titulación para estudiar reacciones ácidobase y redox. (4.6, 4.7 y 4.8) Las reacciones químicas y prácticamente todos los procesos biológicos tienen lugar en el agua. MuchosEn este capítulo, analizaremos tres categorías principales de reacciones que ocurren en soluciones acuosas: reacciones de precipitación, reacciones ácido-base y reacciones redox. En capítulos posteriores, estudiaremos las características estructurales y las propiedades del agua, el llamado solvente universal, y sus soluciones. 4.1 Propiedades generales de las soluciones acuosas Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad y el solvente es la sustancia presente en mayor cantidad. Una solución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o líquida (por ejemplo, agua de mar). En esta sección hablaremos solo de soluciones acuosas, en las que el soluto inicialmente es un líquido o un sólido y el solvente es agua. Propiedades electrolíticas Todos los solutos que se disuelven en agua encajan en una de dos categorías: electrolitos y no electrolitos. Un electrolito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, da como resultado una solución que puede conducir la electricidad. Un no electrolito no conduce la electricidad cuando se disuelve en agua . La figura 4.1 muestra un método sencillo y directo para distinguir entre electrolitos y no electrolitos. Un par de electrodos inertes (cobre o platino) se sumerge en un vaso de precipitados con agua. Para encender la bombilla, la corriente eléctrica debe fluir de un electrodo al otro, completando así el circuito. El agua pura es muy mala conductora de la electricidad. Sin embargo, si añadimos una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl), la bombilla se encenderá tan pronto como la sal se disuelva en el agua. El NaCl sólido, un compuesto iónico, se descompone en iones Na+ y Clÿ cuando se disuelve en agua. El Na+ los iones son atraídos por el electrodo negativo y los iones Clÿ por el electrodo positivo. El movimiento de estos iones permite que la solución conduzca electricidad. Debido a que la solución de El agua del grifo conduce la electricidad porque contiene muchos iones disueltos. NaCl conduce electricidad, decimos que NaCl es un electrolito. El agua pura contiene muy pocos iones, por lo que no puede conducir la electricidad. Video Electrolitos fuertes, electrolitos débiles y no electrolitos Comparar el brillo de la bombilla para las mismas cantidades molares de sustancias disueltas nos ayuda a distinguir entre electrolitos fuertes y débiles. Una característica de los electrolitos fuertes es que se supone que el soluto está 100 por ciento disociado en iones en solución. (Por disociación entendemos la ruptura del Machine Translated by Google 4.1 Propiedades generales de las soluciones acuosas 123 Figura 4.1 Disposición para distinguir entre electrolitos y no electrolitos. La capacidad de una solución para conducir electricidad depende de la cantidad de iones que contenga. (a) Una solución sin electrolitos no contiene iones y la bombilla no está encendida. (b) Una solución electrolítica débil contiene una pequeña cantidad de iones y la bombilla está tenuemente encendida. (c) Una solución de electrolito fuerte contiene una gran cantidad de iones y la bombilla está brillantemente encendida. Las cantidades molares de los solutos disueltos son iguales en los tres casos. (a, b, c): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp (B) (a) (C) compuesto en cationes y aniones). Por lo tanto, podemos representar el cloruro de sodio disuelto en agua como NaCl (s) ÿH2O Na + (ac) + Clÿ (ac) Esta ecuación dice que todo el cloruro de sodio que ingresa a la solución termina como iones Na+ y Clÿ ; no hay unidades de NaCl no disociadas en solución. La tabla 4.1 enumera ejemplos de electrolitos fuertes, electrolitos débiles y no electrolitos. Los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio, el yoduro de potasio (KI) y el nitrato de calcio [Ca(NO3)2], son electrolitos fuertes. Es interesante notar que los fluidos corporales humanos contienen muchos electrolitos fuertes y débiles. El agua es un disolvente muy eficaz para los compuestos iónicos. Aunque el agua es una molécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva (los átomos de H) y una región negativa (el átomo de O), o “polos” positivo y negativo; por esta razón es un disolvente polar . Cuando un compuesto iónico como el cloruro de sodio se disuelve en agua, la red tridimensional de iones en el sólido se rompe. Los iones Na+ y Clÿ se separan entre sí y se hidratan, el proceso en el que un ion está rodeado de moléculas de agua. Cada ion Na+ está rodeado por varias moléculas de agua que orientan sus polos negativos hacia el catión. De manera similar, cada ion Clÿ está rodeado por moléculas de agua con sus polos positivos orientados hacia el anión (Figura 4.2). La hidratación ayuda a estabilizar los iones en solución y evita que los cationes se recombinen con los aniones. Los ácidos y las bases también son electrolitos. Algunos ácidos, incluidos el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3), son electrolitos fuertes. Se supone que estos ácidos se ionizan Tabla 4.1 Clasificación de solutos en solución acuosa electrolito fuerte electrolito débil HCl CH3COOH (NH2)2CO (urea) HNO3 AF CH3OH (metanol) HClO4 HNO2 C2H5OH (etanol) H2SO4* NH3 C6H12O6 (glucosa) NaOH H2O † C12H22O11 (sacarosa) Ba (OH) 2 Compuestos iónicos *H2SO4 tiene dos iones H+ ionizables , pero solo uno de los iones H+ está totalmente ionizado. † no electrolito El agua pura es un electrolito extremadamente débil. Video Hidratación Machine Translated by Google 124 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Figura 4.2 Hidratación de Na+ y iones Clÿ . – + completamente en agua; por ejemplo, cuando el gas cloruro de hidrógeno se disuelve en agua, produce iones hidratados H+ y Clÿ : HCl(g) ÿH2O H+(aq) + Clÿ(aq) En otras palabras, todas las moléculas de HCl disueltas se separan en H+ y Cl- hidratados. iones Por lo tanto, cuando escribimos HCl(aq), se entiende que es una solución de solo iones H+ (aq) y Clÿ(aq) y que no hay moléculas de HCl hidratadas presentes. Por otro lado, ciertos ácidos, como el ácido acético (CH3COOH), que le da al vinagre su sabor agrio, no se ionizan por completo y son electrolitos débiles. Representamos la ionización del ácido acético como CH3COOH(aq) ÿÿ CH3COOÿ(aq) + H+(aq) CH3COOH donde CH3COOÿ se denomina ion acetato. Usamos el término ionización para describir la separación de ácidos y bases en iones. Al escribir la fórmula del ácido acético como CH3COOH, indicamos que el protón ionizable está en el grupo COOH. La ionización del ácido acético se escribe con una doble flecha para mostrar que es una reacción reversible , lo que significa que la reacción puede ocurrir en ambas direcciones. Inicialmente, varias moléculas de CH3COOH se descomponen en iones CH3COOÿ y H+ . A medida que pasa el tiempo, algunos de los iones CH3COOÿ y H+ se recombinan en moléculas CH3COOH. Eventualmente, se alcanza un estado en el que las moléculas de ácido se ionizan tan rápido como los iones se recombinan. Tal estado químico, en el que no se puede observar ningún cambio neto Hay diferentes tipos de equilibrio químico. Volveremos a este tema tan importante en el Capítulo 14. (aunque la actividad es continua a nivel molecular), se denomina equilibrio químico. El ácido acético, entonces, es un electrolito débil porque su ionización en agua es incompleta. Por el contrario, en una solución de ácido clorhídrico, los iones H+ y Clÿ no tienen tendencia a recombinarse y formar HCl molecular. Usamos una sola flecha para representar ionizaciones completas. Revisión de conceptos y hechos 4.1.1 Los diagramas aquí muestran tres compuestos, (a) AB2, (b) AC2 y (c) AD2, disueltos en agua. ¿Cuál es el electrolito más fuerte y cuál es el más débil? (Para simplificar, no se muestran las moléculas de agua). (a) (B) 4.1.2 Prediga si los siguientes compuestos son un electrolito fuerte, débil electrolito o no electrolito: (a) KBr, (b) NaI, (c) C3H7OH. (C) Machine Translated by Google 125 4.2 Reacciones de precipitación 4.2 Reacciones de precipitación Un tipo común de reacción que ocurre en solución acuosa es la reacción de precipitación, que da como resultado la formación de un producto insoluble, conocido como precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la solución. Las reacciones de precipitación generalmente involucran compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una solución acuosa de nitrato de plomo(II) [Pb(NO3)2] a una solución acuosa de yoduro de potasio (KI), se forma un precipitado amarillo de yoduro de plomo(II) (PbI2) : Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) ÿ PbI2(s) + 2KNO3(aq) El nitrato de potasio permanece en solución. La figura 4.3 muestra esta reacción en curso. La reacción anterior es un ejemplo de una reacción de metátesis (también llamada reacción de doble desplazamiento), una reacción que involucra el intercambio de partes entre los dos compuestos. (En este caso, los cationes en los dos compuestos intercambian aniones, por lo que Pb2+ termina con Iÿ como PbI2 y K+ termina con NO3Como ÿ como veremos, KNO3.) las reacciones de precipitación discutidas en este capítulo son ejemplos de metath reacciones de esis. Solubilidad ¿Cómo podemos predecir si se formará un precipitado cuando se agregue un compuesto a una solución o cuando se mezclen dos soluciones? Depende de la solubilidad del soluto, que se define como la cantidad máxima de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica. Los químicos se refieren a las sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles en un sentido cualitativo. Se dice que una sustancia es soluble si una buena cantidad se disuelve visiblemente cuando se agrega al agua. Si no, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. Todos los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, pero no son igualmente solubles. La tabla 4.2 clasifica varios compuestos iónicos comunes como solubles o insolubles. Tenga en cuenta, sin embargo, que incluso los compuestos insolubles se disuelven hasta cierto punto. La figura 4.4 muestra varios precipitados. Pb2+ k+ NO-3 k+ ÿ yo- _ NO-3 Figura 4.3 Formación de un precipitado amarillo de PbI2 cuando se agrega una solución de Pb(NO3)2 a una solución de KI. (izquierda): ©McGraw-Hill Education/Charles D. Winters Pb2+ yo- _ Machine Translated by Google 126 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Tabla 4.2 Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25°C Compuestos Solubles Excepciones insolubles Compuestos que contienen iones de metales alcalinos (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+) y el ion amonio (NH4 +) Nitratos (NO3 ÿ), acetatos (CH3COOÿ), bicarbonatos (HCO3 ÿ), cloratos (ClO3 ÿ) y percloratos (ClO4 ÿ) Halogenuros (Clÿ, Brÿ, Iÿ) Haluros de Ag+, Hg2 2+ y Pb2+ Sulfatos (SO4 2ÿ) Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Hg2 2+ y Pb2+ Compuestos Insolubles Excepciones solubles Carbonatos (CO3 2ÿ), fosfatos Compuestos que contienen iones de metales alcalinos (PO4 3ÿ), cromatos (CrO4 2ÿ), y el ion amonio sulfuros (S2ÿ) Hidróxidos (OHÿ) Compuestos que contienen iones de metales alcalinos y el ion Ba2+ Figura 4.4 Aparición de varios precipitados. De izquierda a derecha: CdS, PbS, Ni(OH)2 y Al(OH)3. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp El ejemplo 4.1 aplica las reglas de solubilidad de la tabla 4.2. Ejemplo 4.1 Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: (a) sulfato de plata (Ag2SO4), (b) carbonato de calcio (CaCO3), (c) fosfato de sodio (Na3PO4). Estrategia Aunque no es necesario memorizar las solubilidades de los compuestos, debe tener en cuenta las siguientes reglas útiles: Todos los compuestos iónicos que contienen cationes de metales alcalinos; el ion amonio; y los iones nitrato, bicarbonato y clorato son solubles. Para otros compuestos, necesitamos consultar la Tabla 4.2. (Continuado) Machine Translated by Google 4.2 Reacciones de precipitación 127 Solución (a) Según la tabla 4.2, el Ag2SO4 es insoluble. (b) Este es un carbonato y Ca es un metal del Grupo 2A. Por lo tanto, el CaCO3 es insoluble. (c) El sodio es un metal alcalino (Grupo 1A), por lo que el Na3PO4 es soluble. Ejercicio de práctica Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: (a) CuS, (b) Ca(OH)2, (c) Zn(NO3)2.ÿ Problemas similares: 4.19, 4.20. Ecuaciones moleculares, ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas La ecuación anterior que describe la precipitación del yoduro de plomo (II) se llama ecuación molecular, porque las fórmulas de los compuestos se escriben como si todas las especies existieran como moléculas o unidades enteras. Una ecuación molecular es útil porque identifica los reactivos [es decir, nitrato de plomo (II) y yoduro de potasio]. Si quisiéramos provocar esta reacción en el laboratorio, usaríamos la ecuación molecular. Sin embargo, una ecuación molecular no describe en detalle lo que realmente sucede en la solución. Como se señaló anteriormente, cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se descomponen en cationes y aniones. Para ser más realistas, las ecuaciones deben mostrar la disociación de los compuestos iónicos disueltos en iones. Por tanto, volviendo a la reacción entre el yoduro de potasio y el nitrato de plomo(II), escribiríamos Pb2+(ac) + 2NOÿ 3 (ac) + 2K+(ac) + 2Iÿ(ac) ÿ PbI2(s) + 2K+(ac) + 2NOÿ 3 (ac) La ecuación anterior es un ejemplo de una ecuación iónica, que muestra las especies disueltas como iones hidratados libres. Para ver si se puede formar un precipitado a partir de esta solución, primero combinamos el catión y el anión de diferentes compuestos; es decir, PbI2 y KNO3. Con referencia a la tabla 4.2, vemos que PbI2 es un compuesto insoluble y KNO3 es soluble. Por lo tanto, el KNO3 disuelto permanece en solución como K+ y NO3 ÿ separados. iones, que se llaman iones espectadores, o iones que no están involucrados en la reacción general. Debido a que los iones espectadores aparecen en ambos lados de una ecuación, pueden eliminarse de la ecuación iónica. Pb2+(ac) + 2NOÿ 3(ac) + 2K+(ac) + 2Iÿ(ac) ÿ PbI2(s) + 2K+(ac) + 2NOÿ 3(ac) Finalmente, terminamos con la ecuación iónica neta, que muestra solo las especies que realmente toman parte en la reacción: Pb2+(ac) + 2Iÿ(ac) ÿ PbI2(s) Mirando otro ejemplo, encontramos que cuando se agrega una solución acuosa de cloruro de bario (BaCl2) a una solución acuosa de sulfato de sodio (Na2SO4), se forma un precipitado blanco (Figura 4.5). Al tratar esto como una reacción de metátesis, los productos son BaSO4 y NaCl. En la tabla 4.2 vemos que solo el BaSO4 es insoluble. Por lo tanto, escribimos la ecuación molecular como BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) ÿ BaSO4(s) + 2NaCl(aq) La ecuación iónica de la reacción es Ba2+(ac) + 2Clÿ(ac) + 2Na+(ac) + SO2ÿ Figura 4.5 Formación de BaSO4 4 (ac) precipitado. ÿBaSO4(s) + 2Na+(ac) + 2Clÿ(ac) ©Educación McGraw-Hill/Charles D. Winters Machine Translated by Google 128 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas La cancelación de los iones espectadores (Na+ y Clÿ) en ambos lados de la ecuación nos da la ecuación iónica neta Ba2+(ac) + SO2ÿ 4 (ac) SO BaSO4 (s) Los siguientes cuatro pasos resumen el procedimiento para escribir ecuaciones iónicas y iónicas netas. 1. Escriba una ecuación molecular balanceada para la reacción, usando las fórmulas correctas para los compuestos iónicos reactivos y productos. Consulte la Tabla 4.2 para decidir cuál de los productos es insoluble y, por lo tanto, aparecerá como un precipitado. 2. Escriba la ecuación iónica de la reacción. El compuesto que no aparece como precipitado debe Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener problemas con las reacciones de precipitación. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. mostrarse como iones libres. 3. Identifique y cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación. escribir la red ecuación iónica de la reacción. 4. Verifique que las cargas y el número de átomos se equilibren en la ecuación iónica neta. Estos pasos se aplican en el Ejemplo 4.2. Ejemplo 4.2 Prediga qué sucede cuando una solución de fosfato de potasio (K3PO4) se mezcla con una solución de nitrato de calcio [Ca(NO3)2] . Escriba una ecuación iónica neta para la reacción. Estrategia A partir de la información dada, es útil escribir primero la ecuación no balanceada K3PO4(aq) + Ca(NO3)2(aq) ÿ ? ¿Qué sucede cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua? ¿Qué iones se forman a partir de la disociación de K3PO4 y Ca(NO3)2? ¿Qué sucede cuando los cationes se encuentran con los aniones en solución? Precipitado formado por la reacción entre K3PO4 (aq) y Ca(NO3)2(aq). 3ÿ Solución En solución, K3PO4 se disocia en K+ y PO4 iones y Ca(NO3)2 se disocia en iones Ca2+ y NO3 ÿ . De acuerdo con la tabla 4.2, los iones de calcio (Ca2+) y los iones de fosfato ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp (PO4 3ÿ) formarán un compuesto insoluble, fosfato de calcio [Ca3(PO4)2], mientras que el otro producto, KNO3, es soluble y permanece en solución. Por lo tanto, esta es una reacción de precipitación. Seguimos el procedimiento paso a paso que acabamos de esbozar. Paso 1: La ecuación molecular balanceada para esta reacción es 2K3PO4(aq) + 3Ca(NO3)2(aq) ÿ Ca3(PO4)2(s) + 6KNO3(aq) Paso 2: Para escribir la ecuación iónica, los compuestos solubles se muestran como iones disociados: 6K+(ac) + 2PO3ÿ 4 (ac) + 3Ca2+(ac) + 6NOÿ 3 (ac) ÿ 6K+(ac) + 6NOÿ 3 (ac) + Ca3 (PO4) 2 (s) Paso 3: Cancelando los iones espectadores (K+ y NO3 ÿ) en cada lado de la ecuación, obtenemos la ecuación iónica neta: 3Ca2+(ac) + 2PO3ÿ 4 (ac) ÿ Ca3 (PO4) 2 (s) Paso 4: Note que debido a que primero balanceamos la ecuación molecular, la ecuación iónica neta está balanceada en cuanto al número de átomos en cada lado, y el número de cargas positivas (+6) y negativas (ÿ6) en el lado izquierdo. lado es el mismo. Ejercicio de práctica Predecir el precipitado producido al mezclar una solución de Al(NO3)3 con una solución de NaOH. Escriba la ecuación iónica neta para la reacción. Problemas similares: 4.21, 4.22. El ensayo Química en acción, "Una reacción de precipitación indeseable", analiza algunos problemas prácticos asociados con las reacciones de precipitación. Machine Translated by Google Machine Translated by Google 130 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas 4.3 Reacciones ácido-base Los ácidos y las bases son tan familiares como la aspirina y la leche de magnesia, aunque muchas personas no conocen sus nombres químicos: ácido acetilsalicílico (aspirina) e hidróxido de magnesio (leche de magnesia). Además de ser la base de muchos productos medicinales y domésticos, la química ácido-base es importante en los procesos industriales y esencial para mantener los sistemas biológicos. Antes de que podamos discutir las reacciones ácido-base, necesitamos saber más sobre los ácidos y las bases. Propiedades generales de ácidos y bases En la Sección 2.7 definimos los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para producir iones H+ y las bases como sustancias que se ionizan en agua para producir iones OHÿ. Estas definiciones fueron formuladas a fines del siglo XIX por el químico sueco Svante Arrhenius† para clasificar sustancias cuyas propiedades en soluciones acuosas eran bien conocidas. ácidos ÿ Los ácidos tienen un sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su acidez al ácido acético, y Los limones y otros cítricos contienen ácido cítrico. ÿ Los ácidos provocan cambios de color en los tintes vegetales; por ejemplo, cambian el color de encendido mus de azul a rojo. ÿ Los ácidos reaccionan con ciertos metales, como zinc, magnesio y hierro, para producir hidrógeno gaseoso. Una reacción típica es la que ocurre entre el ácido clorhídrico y el magnesio: 2HCl(ac) + Mg(s) ÿ MgCl2(ac) + H2(g) ÿ Los ácidos reaccionan con carbonatos y bicarbonatos, como Na2CO3, CaCO3 y NaHCO3, para producir gas de dióxido de carbono (Figura 4.6). Por ejemplo, 2HCl(aq) + CaCO3(s) ÿ CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) HCl(aq) + NaHCO3(s) ÿ NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) ÿ Las soluciones ácidas acuosas conducen la electricidad. Bases ÿ Las bases tienen un sabor amargo. ÿ Las bases se sienten resbaladizas; por ejemplo, los jabones que contienen bases exhiben esta propiedad. ÿ Las bases provocan cambios de color en los tintes vegetales; por ejemplo, cambian el color de encendido mus de rojo a azul. Figura 4.6 Un trozo de tiza de pizarra, que es principalmente CaCO3, reacciona con ácido clorhídrico. ÿ Las soluciones de base acuosa conducen la electricidad. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Ácidos y bases de Brønsted Las definiciones de ácidos y bases de Arrhenius están limitadas en el sentido de que se aplican solo a soluciones acuosas. El químico danés Johannes Brønsted‡ propuso definiciones más amplias. en 1932; un ácido de Brønsted es un donador de protones y una base de Brønsted es un aceptor de protones. Tenga en cuenta que las definiciones de Brønsted no requieren que los ácidos y las bases estén en solución acuosa. † Svante agosto Arrhenius (1859-1927). químico sueco. Arrhenius hizo importantes contribuciones en el estudio de la cinética química y las soluciones de electrolitos. También especuló que la vida había llegado a la Tierra desde otros planetas, una teoría que ahora se conoce como panspermia. Arrhenius recibió el Premio Nobel de Química en 1903. ‡ Johannes Nicolaus Bronsted (1879–1947). químico danés. Además de su teoría de ácidos y bases, Brønsted trabajó en termodinámica y la separación de isótopos de mercurio. En algunos textos, los ácidos y bases de Brønsted se denominan ácidos y bases de Brønsted-Lowry. Thomas Martín Lowry (1874-1936). químico inglés. Brønsted y Lowry desarrollaron esencialmente la misma teoría ácido-base de forma independiente en 1923. Machine Translated by Google 4.3 Reacciones ácido-base + HCl + H2O ÿ Figura 4.7 Ionización de HCl en agua para formar el ion hidronio y el ion cloruro. + ÿ H3O+ + 131 Cl– El ácido clorhídrico es un ácido de Brønsted porque dona un protón, simbolizado por H+(aq), en agua: HCl(ac) ÿ H+(ac) + Clÿ(ac) Tenga en cuenta que el ion H+ es un átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón; es decir, es solo un protón desnudo. El tamaño de un protón es de aproximadamente 10 a 15 m, en comparación con el diámetro de 10 a 10 m de un átomo o ion promedio. Una partícula cargada tan extremadamente pequeña no puede existir como una entidad separada en solución acuosa debido a su fuerte atracción por el polo negativo (el átomo de O) en H2O. En consecuencia, el protón existe en forma hidratada, como se muestra en la figura 4.7. Por lo tanto, la ionización del ácido clorhídrico debe escribirse como HCl(aq) + H2O(l) ÿ H3O+(aq) + Clÿ(aq) El protón hidratado, H3O+(aq), se llama ion hidronio. Esta ecuación muestra una reacción en la que un ácido de Brønsted (HCl) dona un protón a una base de Brønsted (H2O). Los experimentos muestran que el ion hidronio se hidrata aún más, de modo que el protón puede tener varias moléculas de agua asociadas. Debido a que las propiedades ácidas del protón no se ven afectadas por el grado de hidratación, en este texto generalmente usaremos H+(aq) para representar el protón hidratado. Esta notación es por conveniencia, pero H3O+ está más cerca de la realidad. Tenga en cuenta que ambas notaciones representan la misma especie en solución acuosa. Los ácidos comúnmente utilizados en el laboratorio incluyen ácido clorhídrico (HCl), ácido nítrico (HNO3), ácido acético (CH3COOH), ácido sulfúrico (H2SO4) y ácido fosfórico (H3PO4). Los tres primeros son ácidos monopróticos; es decir, cada unidad del ácido produce un ion de hidrógeno tras la ionización: HCl(ac) ÿ H+(ac) + Clÿ(ac) HNO3(ac) ÿ H+(ac) + NOÿ 3 (ac) CH3COOH(aq) ÿÿ CH3COOÿ(aq) + H+(aq) Como se mencionó anteriormente, debido a que la ionización del ácido acético es incompleta (observe las flechas dobles), es un electrolito débil. Por esta razón se le llama ácido débil (ver Tabla 4.1). Por otro lado, HCl y HNO3 son ácidos fuertes porque son electrolitos fuertes, por lo que están completamente ionizados en solución (observe el uso de flechas simples). El ácido sulfúrico (H2SO4) es un ácido diprótico, porque cada unidad del ácido da dos Iones H+, en dos pasos separados: H2SO4(aq) ÿ H+(aq) + HSOÿ HSOÿ 4 (ac) ÿÿ H+(ac) + SO2ÿ 4 (ac) 4 (ac) H2SO4 es un electrolito fuerte o un ácido fuerte (el primer paso de la ionización está completo), pero HSO4 ÿ es un ácido débil o un electrolito débil, y necesitamos una flecha doble para representar su ionización incompleta. Los ácidos tripróticos, que producen tres iones H+, son relativamente pocos en número. El ácido triprótico más conocido es el ácido fosfórico, cuyas ionizaciones son H3PO4(aq) ÿÿ H+(aq) + H2POÿ 4 (aq) H2POÿ 4 (aq) ÿÿ H+(aq) + HPO2ÿ 4 (ac) HPO2ÿ 4 (ac) ÿÿ H+(ac) + PO3ÿ 4 (ac) Mapa de potencial electrostático del + ion H3O espectro . En la representación de colores del arco del iris, la región más rica en electrones es roja y la región más pobre en electrones es azul. En la mayoría de los casos, los ácidos comienzan con H en la fórmula o tienen un grupo COOH. Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener problemas con la ionización ácida. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Machine Translated by Google 132 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Tabla 4.3 Algunos comunes fuertes y Ácidos Débiles + + Ácidos fuertes Ácido clorhídrico HCl NH3 + NH4+ H2O + OH- Figura 4.8 Ionización de amoníaco en agua para formar el ion amonio y el ion hidróxido. bromhídrico HBr ácido ácido yodhídrico HOLA Ácido nítrico HNO3 Ácido sulfúrico H2SO4 Ácido perclórico HClO4 Las tres especies (H3PO4, H2PO4 ÿ y HPO4 2ÿ) en este caso son ácidos débiles y usamos las flechas dobles para representar cada paso de ionización. Aniones como H2PO4 ÿ y HPO4 2ÿ se encuentran en soluciones acuosas de fosfatos como NaH2PO4 y Na2HPO4. La tabla 4.3 enumera varios ácidos fuertes y débiles comunes. La tabla 4.1 muestra que el hidróxido de sodio (NaOH) y el hidróxido de bario [Ba(OH)2] Ácidos Débiles son electrolitos fuertes. Esto significa que están completamente ionizados en solución: fluorhídrico HF ácido NaOH(s) ÿH2O Na+(ac) + OHÿ(ac) Ácido nitroso HNO2 Ácido fosfórico H3PO4 Ácido acético CH3COOH Ba(OH)2(s) ÿH2O Ba2+(ac) + 2OHÿ(ac) El ion OHÿ puede aceptar un protón de la siguiente manera: H+(ac) + OHÿ(ac) ÿ H2O(l) Punto caliente para estudiantes Por tanto, OHÿ es una base de Brønsted. Los datos de los estudiantes indican que El amoníaco (NH3) se clasifica como una base de Brønsted porque puede aceptar un ion H+ (Figura puede tener problemas con la ionización básica. Acceda a su libro electrónico para obtener 4.8): recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. NH3(aq) + H2O(l) ÿÿ NH+ 4 (ac) + OHÿ(ac) El amoníaco es un electrolito débil (y, por lo tanto, una base débil) porque solo una pequeña fracción de las + e iones OHÿ . moléculas de NH3 disueltas reaccionan con el agua para formar NH4. La base fuerte más utilizada en el laboratorio es el hidróxido de sodio. Es barato y soluble. (De hecho, todos los hidróxidos de metales alcalinos son solubles). La base débil más utilizada es la solución acuosa de amoníaco, que a veces se denomina erróneamente hidróxido de amonio. No hay evidencia de que la especie NH4OH realmente exista, aparte del NH4 + e iones OHÿ en solución. Todos los elementos del Grupo 2A forman hidróxidos del tipo M(OH)2, donde M denota un metal alcalinotérreo. De estos hidróxidos, solo el Ba(OH)2 es soluble. Los hidróxidos de magnesio y calcio se utilizan en medicina e industria. Los hidróxidos de otros metales, como Al(OH)3 y Zn(OH)2, son insolubles y no se utilizan como bases. El ejemplo 4.3 clasifica las sustancias como ácidos de Brønsted o bases de Brønsted. Ejemplo 4.3 Clasifique cada una de las siguientes especies en solución acuosa como ácido o base de Tenga en cuenta que esta botella de amoníaco acuoso está etiquetada erróneamente. Brønsted: (a) HBr, (b) NO2 ÿ, (c) HCO3 ÿ. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Estrategia ¿Cuáles son las características de un ácido de Brønsted? ¿Contiene al menos un átomo de H? Con la excepción del amoníaco, la mayoría de las bases de Brønsted que encontrará en esta etapa son aniones. (Continuado) Machine Translated by Google 4.3 Reacciones ácido-base Solución (a) Sabemos que el HCl es un ácido. Debido a que Br y Cl son ambos halógenos (Grupo 7A), esperamos que HBr, como HCl, se ionice en agua de la siguiente manera: HBr(ac) ÿ H+(ac) + Brÿ(ac) Por lo tanto, HBr es un ácido de Brønsted. (b) En solución, el ion nitrito puede aceptar un protón del agua para formar ácido nitroso: NOÿ 2(aq) + H+(aq) ÿ HNO2(aq) Esta propiedad convierte al NOÿ2 en una base de Brønsted. (c) El ion bicarbonato es un ácido de Brønsted porque se ioniza en solución de la siguiente manera: HCOÿ 3(aq) ÿÿ H+(aq) + CO2ÿ 3 (aq) También es una base de Brønsted porque puede aceptar un protón para formar ácido carbónico: HCOÿ 3(aq) + H+(aq) ÿÿ H2CO3(aq) Comentario Se dice que la especie HCO ÿ3 es anfótera porque posee propiedades tanto ácidas como básicas. Las flechas dobles muestran que esta es una reacción reversible. Ejercicio de práctica Clasifique cada una de las siguientes especies como ácido o base de Brønsted: (a) SO4 2ÿ, (b) HI. Problemas similares: 4.31, 4.32. Neutralización ácido-base Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, las reacciones acuosas ácido-base producen agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un Video Reacciones de neutralización catión de la base y un anión del ácido: ácido + base ÿ sal + agua La sustancia que conocemos como sal de mesa, NaCl, es un producto de la reacción ácido-base HCl(ac) + NaOH(ac) ÿ NaCl(ac) + H2O(l) Sin embargo, debido a que tanto el ácido como la base son electrolitos fuertes, se ionizan completamente en solución. La ecuación iónica es H+(aq) + Clÿ(aq) + Na+(aq) + OHÿ(aq) ÿ Na+(aq) + Clÿ(aq) + H2O(l) Por lo tanto, la reacción se puede representar mediante la ecuación iónica neta H+(ac) + OHÿ(ac) ÿ H2O(l) Tanto el Na+ como el Clÿ son iones espectadores. Si hubiésemos comenzado la reacción anterior con cantidades molares iguales de ácido y base, al final de la reacción tendríamos solo una sal y ningún resto de ácido o base. Esta es una característica de las reacciones de neutralización ácido-base. Una reacción entre un ácido débil como el ácido cianhídrico (HCN) y una base fuerte es HCN(aq) + NaOH(aq) ÿ NaCN(aq) + H2O(l) Las reacciones ácido-base generalmente se completan. 133 Machine Translated by Google 134 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Debido a que el HCN es un ácido débil, no se ioniza apreciablemente en solución. Por lo tanto, la ecuación iónica se escribe como HCN(aq) + Na+(aq) + OHÿ(aq) ÿ Na+(aq) + CNÿ(aq) + H2O(l) y la ecuación iónica neta es HCN(aq) + OH-(aq) ÿ CN-(aq) + H2O(l) Tenga en cuenta que solo Na+ es un ion espectador; OHÿ y CNÿ no lo son. Los siguientes también son ejemplos de reacciones de neutralización ácido-base, representadas por ecuaciones moleculares: HF(ac) + KOH(ac) ÿ KF(ac) + H2O(l) H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) ÿ Na2SO4(aq) + 2H2O(l) HNO3(aq) + NH3(aq) ÿ NH4NO3(aq) Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades para predecir los La última ecuación se ve diferente porque no muestra el agua como producto. Sin embargo, si expresamos NH3(aq) como NH4 +(aq) y OHÿ (aq), como se discutió anteriormente, entonces la ecuación se convierte en productos de una reacción de ácido fuerte-base fuerte. Acceda a su libro electrónico para obtener HNO3(ac) + NH+ recursos de aprendizaje adicionales sobre este 4 (aq) + OHÿ(aq) ÿ NH4NO3(aq) + H2O(l) tema. Ejemplo 4.4 Escriba ecuaciones moleculares, iónicas y iónicas netas para cada una de las siguientes reacciones ácido-base: (a) ácido bromhídrico (aq) + hidróxido de bario (aq) ÿ (b) ácido sulfúrico (aq) + hidróxido de potasio (aq) ÿ Estrategia El primer paso es identificar los ácidos y bases como fuertes o débiles. Vemos que HBr es un ácido fuerte y H2SO4 es un ácido fuerte para el primer paso de ionización y un ácido débil para el segundo paso de ionización. Tanto el Ba(OH)2 como el KOH son bases fuertes. Solución (a) Ecuación molecular: 2HBr(aq) + Ba(OH)2(aq) ÿ BaBr2(aq) + 2H2O(l) ecuación iónica: 2H+(ac) + 2Brÿ(ac) + Ba2+(ac) + 2OHÿ(ac) ÿ Ba2+(ac) + 2Brÿ(ac) + 2H2O(l) Ecuación iónica neta: 2H+ (ac) + 2OHÿ(ac) ÿ 2H2O(l) o H+(ac) + OHÿ(ac) ÿ H2O(l) Tanto Ba2+ como Brÿ son iones espectadores. (b) Ecuación molecular: H2SO4(aq) + 2KOH(aq) ÿ K2SO4(aq) + 2H2O(l) ecuación iónica: H+ (ac) + H SOÿ 4 (ac) + 2K+(ac) + 2OHÿ(ac) ÿ 2K+(ac) + SO2ÿ 4 (ac) + 2H2O(l) (Continuado) Machine Translated by Google 4.3 Reacciones ácido-base Ecuación iónica neta: H+(ac) + HSOÿ 4 (ac) + 2OHÿ(ac) ÿ SO2ÿ 4 (ac) + 2H2O(l) Nótese que debido a que el HSO4 ÿ es un ácido débil y no se ioniza apreciablemente en el agua, el único ion espectador es el K+. Ejercicio de práctica Escriba una ecuación molecular, una ecuación iónica y una ecuación iónica neta para la reacción entre soluciones acuosas de ácido fosfórico e hidróxido de sodio. Problema similar: 4.33(b). Reacciones ácido-base que conducen a la formación de gas 2ÿ Ciertas sales como los carbonatos (que contienen el CO3 ion), bicarbonatos (que contienen el HCO3 ÿ ion), sulfitos (que contienen el SO3 2ÿ ion) y sulfuros (que contienen el ion S2ÿ ) re actúan con ácidos para formar productos gaseosos. Por ejemplo, la ecuación molecular para la reacción entre el carbonato de sodio (Na2CO3) y HCl(aq) es (ver Figura 4.6) Na2CO3(aq) + 2HCl(aq) ÿ 2NaCl(aq) + H2CO3(aq) El ácido carbónico es inestable y si está presente en solución en concentraciones suficientes se descompone de la siguiente manera: H2CO3(aq) ÿ H2O(l) + CO2(g) Reacciones similares que involucran otras sales mencionadas son NaHCO3(aq) + HCl(aq) ÿ NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) Na2SO3(aq) + 2HCl(aq) ÿ 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) K2S(ac) + 2HCl(ac) ÿ 2KCl(ac) + H2S(g) Revisión de conceptos y hechos 4.3.1 ¿Cuál de los diagramas (a)–(c) representa mejor un ácido débil? Cual representa un ácido muy débil? ¿Cuál representa un ácido fuerte? El protón existe en el agua como ion hidronio. Todos los ácidos son monopróticos. (Para simplificar, no se muestran las moléculas de agua). (a) (B) (C) 4.3.2 Identifique el ácido de Brønsted y la base de Brønsted en la siguiente ecuación: HBr(ac) + NH3(ac) ÿ NH4 +(ac) + Br– (ac) 4.3.3 Escriba la ecuación iónica neta para la siguiente reacción ácido-base: HNO3(aq) + KOH(aq) ÿ 135 Machine Translated by Google 136 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas 4.4 Reacciones de oxidación-reducción Mientras que las reacciones ácido-base se pueden caracterizar como procesos de transferencia de Video Reacciones de Oxidación-Reducción protones, la clase de reacciones llamadas reacciones de oxidación-reducción o redox se consideran reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción son una parte muy importante del mundo que nos rodea. Van desde la quema de combustibles fósiles hasta la acción de la lejía doméstica. Además, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus minerales por el proceso de oxidación o reducción. Muchas reacciones redox importantes tienen lugar en agua, pero no todas las reacciones redox ocurren en solución acuosa. Comenzamos nuestra discusión con una reacción en la que dos elementos se combinan para formar un compuesto. Considere la formación de óxido de magnesio (MgO) a partir de magnesio y oxígeno (Figura 4.9): 2Mg(s) + O2(g) ÿ 2MgO(s) El óxido de magnesio (MgO) es un compuesto iónico formado por iones Mg2+ y O2ÿ . En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de O (en O2). Por conveniencia, podemos pensar en este proceso como dos pasos separados, uno que implica la pérdida de cuatro electrones por parte de los dos átomos de Mg y el otro que es la ganancia de cuatro electrones por parte de una molécula de O2 : 2Mg ÿ 2Mg2 + + 4eÿ O2 + 4eÿ ÿ 2O2ÿ Tenga en cuenta que en una semirreacción de oxidación, los electrones aparecen como producto; en una semirreacción de reducción, los electrones aparecen como reactivo. Cada uno de estos pasos se denomina semirreacción, que muestra explícitamente los electrones involucrados en una reacción redox. La suma de las semirreacciones da la reacción global: 2Mg + O2 + 4eÿ ÿ 2Mg2 + + 2O2ÿ + 4eÿ o, si cancelamos los electrones que aparecen a ambos lados de la ecuación, 2Mg + O2 ÿ 2Mg2+ + 2O2ÿ Finalmente, los iones Mg2+ y O2ÿ se combinan para formar MgO: 2Mg2+ + 2O2ÿ ÿ 2MgO Una regla nemotécnica útil para redox es OIL RIG: La oxidación es pérdida (de electrones) y la reducción es ganancia (de electrones). El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que involucra pérdida de electrones. Los químicos originalmente usaron "oxidación" para denotar la combinación de elementos con oxígeno. Sin embargo, ahora tiene un significado más amplio que incluye reacciones no magnesio + ÿ Mg2+ O2 Figura 4.9 El magnesio se quema en oxígeno para formar óxido de magnesio. (izquierda): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp O2– Machine Translated by Google 137 4.4 Reacciones de oxidación-reducción involucrando oxígeno. Una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones. En la formación de óxido de magnesio, el magnesio se oxida. Se dice que actúa como agente reductor porque dona electrones al oxígeno y hace que el oxígeno se reduzca. El oxígeno se reduce y actúa como agente oxidante, porque acepta electrones . del magnesio, lo que hace que el magnesio se oxide. Tenga en cuenta que el grado de oxidación en una reacción redox debe ser igual al grado de reducción; es decir, el número de electrones perdidos por un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante. La ocurrencia de transferencia de electrones es más evidente en algunas reacciones redox que en otras. Cuando se agrega zinc metálico a una solución que contiene sulfato de cobre (II) (CuSO4), el zinc reduce Cu2+ al donarle dos electrones: Los agentes oxidantes siempre se reducen y los agentes reductores siempre se oxidan. Esta declaración puede resultar algo confusa, pero es simplemente una consecuencia de las definiciones de los dos procesos. Zn (s) + CuSO4 (aq) ÿ ZnSO4 (aq) + Cu (s) En el proceso, la solución pierde el color azul que caracteriza la presencia de iones Cu2+ hidratados (Figura 4.10): Zn (s) + Cu2 + (aq) ÿ Zn2 + (aq) + Cu (s) El Zn la barra está en Cu2+ acuoso solución 2e- de CuSO4 zinc zinc Zn2+ Con agricultura + zinc 2+ 2e- Cu2+ con agricultura Cu2+ Con Los iones Cu2+ son convertido en átomos de Cu. Cuando un trozo de alambre de cobre es Agricultura colocado en una solución acuosa de AgNO3 Los átomos de Cu entran en la solución como iones Cu2+ , Los átomos de Zn entran en el solución como iones Zn2+ . y los iones Ag+ se convierten en Ag sólido. (a) (B) Figura 4.10 Reacciones de desplazamiento de metales en solución. (a) Primer vaso de precipitados: Se coloca una tira de zinc en una solución azul de CuSO4. Inmediatamente los iones Cu2 se reducen a Cu metálico + los iones se en reducen y la solución en forma de una capa oscura. Segundo vaso: con el tiempo, la mayor parte del Cu2 se vuelve incoloro. (b) Primer vaso de precipitados: Se coloca un trozo de alambre de Cu una solución incolora de AgNO3. Los + aiones se reducen a Ag metálica. + Segundo vaso de precipitados: A medida que avanza el tiempo, la mayoría de los Agiones se reducen y la solución adquiere el color azul característico debido a la presencia de Cu2 hidratado + iones (a y b): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp + Machine Translated by Google 138 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Las semirreacciones de oxidación y reducción son Zn ÿ Zn2+ + 2eÿ Cu2 + + 2eÿ ÿ Cu Video De manera similar, el cobre metálico reduce los iones de plata en una solución de nitrato de plata (AgNO3): Reacción de Cu con AgNO3 Cu(s) + 2AgNO3(aq) ÿ Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s) o Cu (s) + 2Ag + (ac) ÿ Cu2 + (ac) + 2Ag (s) Número de oxidación Las definiciones de oxidación y reducción en términos de pérdida y ganancia de electrones se aplican a la formación de compuestos iónicos como MgO y la reducción de iones Cu2+ por Zn. Sin embargo, estas definiciones no caracterizan con precisión la formación de cloruro de hidrógeno (HCl) y dióxido de azufre (SO2): H2(g) + Cl2(g) ÿ 2HCl(g) S (s) + O2 (g) ÿ SO2 (g) Debido a que el HCl y el SO2 no son compuestos iónicos sino moleculares, en realidad no se transfieren electrones en la formación de estos compuestos, como ocurre en el caso del MgO. Sin embargo, los químicos encuentran conveniente tratar estas reacciones como reacciones redox, porque las medidas experimentales muestran que hay una transferencia parcial de electrones (de H a Cl en HCl y de S a O en SO2). Para realizar un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es útil asignar números de oxidación a los reactivos y productos. El número de oxidación de un átomo , también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría el átomo en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones se transfirieran por completo. Por ejemplo, podemos reescribir las ecuaciones anteriores para la formación de HCl y SO2 de la siguiente manera: 0 0 +1 ÿ1 H2(g) + Cl2(g) ÿ 2HCl(g) 0 0 +4 ÿ2 S (s) + O2 (g) ÿ SO2 (g) Los números encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En las dos reacciones que se muestran, no hay carga en los átomos de las moléculas reactivas. Por lo tanto, su número de oxidación es cero. Sin embargo, para las moléculas del producto se supone que ha tenido lugar una transferencia completa de electrones y que los átomos han ganado o perdido electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones "transferidos". Los números de oxidación nos permiten identificar los elementos que se oxidan y reducen de un vistazo. Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, hidrógeno y azufre en los ejemplos anteriores, se oxidan. El cloro y el oxígeno se reducen, por lo que sus números de oxidación muestran una disminución de sus valores iniciales. Tenga en cuenta que la suma de los números de oxidación de H y Cl en HCl (+1 y ÿ1) es cero. Asimismo, si sumamos los números de oxidación de S (+4) y dos átomos de O [2 × (ÿ2)], el total es cero. La razón es que las moléculas de HCl y SO2 son neutras, por lo que las cargas deben cancelarse. Usamos las siguientes reglas para asignar números de oxidación. 1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2 y P4 tiene el mismo número de oxidación: cero. 2. Para iones compuestos de un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ion. Así, el ion Li+ tiene un número de oxidación de +1; Machine Translated by Google 4.4 Reacciones de oxidación-reducción 139 ion Ba2+ , +2; ion Fe3+ , +3; Iÿ ion, ÿ1; ion O2ÿ , ÿ2; y así. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos. 3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O) es ÿ2, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y el ion peróxido (O2 2ÿ), es ÿ1. 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está unido a metales en compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es ÿ1. 5. El flúor tiene un número de oxidación de ÿ1 en todos sus compuestos. Otros halógenos (Cl, Br e I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan como iones haluro en sus compuestos. Cuando se combinan con oxígeno, por ejemplo, en oxoácidos e iones oxoan (consulte la Sección 2.7), tienen números de oxidación positivos. 6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos del ion debe ser igual a la carga neta del ion. Por ejemplo, en el ion amonio, NH4 +, el número de oxidación del N es ÿ3 y el del H es +1. Por tanto, la suma de los números de oxidación es ÿ3 + 4(+1) = +1, que es igual a la carga neta del ion. Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que 7. Los números de oxidación no tienen que ser números enteros. Por ejemplo, el número de puede tener dificultades para determinar los oxidación de O en el ion superóxido, O2 ÿ, 2. es ÿ1 números de oxidación. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Aplicamos las reglas anteriores para asignar números de oxidación en el ejemplo 4.5. Ejemplo 4.5 Asigne números de oxidación a todos los elementos en los siguientes compuestos e iones: (a) Li2O, (b) HNO3, (c) Cr2O7 2ÿ. Estrategia En general, seguimos las reglas que acabamos de enumerar para asignar números de oxidación. Recuerda que todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1, y en la mayoría de los casos el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1 y el oxígeno tiene un número de oxidación de -2 en sus compuestos. Solución (a) Por la regla 2 vemos que el litio tiene un número de oxidación de +1 (Li+) y el número de oxidación del oxígeno es ÿ2 (O2ÿ). (b) Esta es la fórmula del ácido nítrico, que produce un ion H+ y un ion NO3 ÿ en solución. De la regla 4 vemos que H tiene un número de oxidación de +1. Por tanto, el otro grupo (el ion nitrato) debe tener un número de oxidación neto de ÿ1. El oxígeno tiene un número de oxidación de ÿ2, y si usamos x para representar el número de oxidación del nitrógeno, entonces el ion nitrato se puede escribir como [N(x) O(2ÿ) 3]- o x = +5 2ÿ (c) De la regla 6 vemos que la suma de los números de oxidación en el ion dicromato Cr2O7 debe ser ÿ2. Sabemos que el número de oxidación del O es ÿ2, por lo que solo queda determinar el número de oxidación del Cr, al que llamamos y. El ion dicromato se puede escribir como [Llorar) 2 O(2-) 7 ] o 2ÿ y = +6 (Continuado) Machine Translated by Google 140 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Verificar En cada caso, ¿la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga neta de la especie? Ejercicio de práctica Asigne números de oxidación a todos los elementos en el siguiente compuesto e ion: (a) PF3, (b) MnO4 ÿ. Problemas similares: 4.47, 4.49. La figura 4.11 muestra los números de oxidación conocidos de los elementos familiares, ordenados según sus posiciones en la tabla periódica. Podemos resumir el contenido de esta figura de la siguiente manera: ÿ Los elementos metálicos solo tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no metálicos Los compuestos pueden tener números de oxidación positivos o negativos. ÿ El número de oxidación más alto que puede tener un elemento de los Grupos 1A–7A es su número de grupo. Por ejemplo, los halógenos están en el Grupo 7A, por lo que su número de oxidación más alto posible es +7. ÿ Los metales de transición (Grupos 1B, 3B–8B) suelen tener varias oxidaciones posibles. números. 1 18 1A 8A 1 2 H +1 –1 Él 2 13 14 15 2A 3A 4A 5A dieciséis 6A 17 7A 3 4 56789 10 Li +1 Ser +2 BCNOF +3 +4 +5 +2 –1 +2 +4 1 2 – –4 +3 –1 +2 –2 +1 –3 11 12 A +1 magnesio +2 3 4 5 6 7 3B 4B 5B 6B 7B 23 24 25 26 +5 +4 +3 +2 Cr +6 +5 +4 +3 +2 +7 +6 +4 +3 +2 _ Fe +3 +2 19 20 21 22 k +1 +2 _ SC +3 Ti +4 +3 +2 37 Rb +1 8 9 10 8B 27 11 12 1B 2B Con zinc +2 +3 13 14 Al +3 Si PS +4 +5 +6 –4 +3 +4 –3 +2 –2 32 33 34 35 36 Ga Ge +4 –4 Se +6 +4 Como +5 +3–2 –3 BR +5 +3 +1 –1 kr +4 +2 50 51 52 53 54 En Sn +4 +2 Sb +5 +3 –3 Te +6 +4 –2 30 31 28 29 Ni +2 +2 +1 Cada +3 +2 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 Zr +4 Nb +5 +4 mes +6 +4 +3 Tc +7 +6 +4 ru +8 +6 +4 +3 Rh +4 +3 +2 +4 +2 _ Ag +1 CD señor +2 Y +3 Nació +2 +3 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 CS +1 Ba +2 La +3 Hf +4 Ta +5 A +6 +4 Re +7 +6 +4 el +8 +4 es +4 +3 En +3 Punto +4 +2+1 Hg +2 +1 TL +3 +1 Pb +4 +2 15 16 83 17 18 CL +7 +6 +5 +4 +3 +1 –1 Con Yo +7 +5 +1 –1 86 84 85 Correos +2 –1 Con +5 +3 Figura 4.11 Los números de oxidación de los elementos en sus compuestos. Los números de oxidación más comunes están en color. Vehículo +6 +4 +2 En Rn Machine Translated by Google 4.4 Reacciones de oxidación-reducción (B) (a) 141 (C) Figura 4.12 Algunas reacciones redox de combinación simple. (a) Azufre que se quema en el aire para formar dióxido de azufre. (b) Sodio quemado en cloro para formar cloruro de sodio. (c) Aluminio que reacciona con bromo para formar bromuro de aluminio. (a): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp; (b): ©Charles D. Winters/Science Source; (c): ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Tipos de reacciones redox Entre las reacciones de oxidación-reducción más comunes se encuentran las reacciones de combinación, descomposición, combustión y desplazamiento. Un tipo más complicado se llama reacciones de desproporción, que también se analizarán en esta sección. Reacciones de combinación Una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. La figura 4.12 muestra algunas reacciones de combinación. Por ejemplo, 0 0 No todas las reacciones de combinación son de naturaleza redox. Lo mismo vale para las reacciones de descomposición. +4 ÿ2 S (s) + O2 (g) ÿ SO2 (g) 0 0 +3 ÿ1 2Al(s) + 3Br2(l) ÿ 2AlBr3(s) Reacciones de descomposición Las reacciones de descomposición son lo opuesto a las reacciones de combinación. Específicamente, una reacción de descomposición es la descomposición de un compuesto en dos o más componentes. Mostramos los números de oxidación solo para los elementos que se oxidan o se reducen. (Figura 4.13). Por ejemplo, +2 ÿ2 0 0 2HgO(s) ÿ 2Hg(l) + O2(g) ÿ1 +5 ÿ2 0 2KClO3(s) ÿ 2KCl(s) + 3O2(g) +1 ÿ1 0 0 2NaH(s) ÿ 2Na(s) + H2(g) Reacciones de combustión Una reacción de combustión es una reacción en la que una sustancia reacciona con oxígeno, Todas las reacciones de combustión son redox. generalmente con la liberación de calor y luz para producir una llama. Las reacciones entre el magnesio procesos. y el azufre con el oxígeno descritas anteriormente son reacciones de combustión. Otro ejemplo es la quema de propano (C3H8), un componente del gas natural que se utiliza para calefacción y cocina doméstica: C3H8(g) + 5O2(g) ÿ 3CO2(g) + 4H2O(l) Asignar un número de oxidación a los átomos de C en compuestos orgánicos es más complicado. Aquí, nos enfocamos solo en el número de oxidación de los átomos de O, que cambia de 0 a ÿ2. Machine Translated by Google 142 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Figura 4.13 (a) Al calentar, el óxido de mercurio (II) (HgO) se descompone para formar mercurio y oxígeno. (b) Calentar clorato de potasio (KClO3) produce oxígeno, que favorece la combustión de la astilla de madera. (a): ©McGraw-Hill Education/Charles D. inviernos; (b): ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp (a) (B) Reacciones de desplazamiento En una reacción de desplazamiento, un ion (o átomo) en un compuesto es reemplazado por un ion (o átomo) de otro elemento: La mayoría de las reacciones de desplazamiento encajan en una de tres subcategorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal o desplazamiento de halógeno. 1. Desplazamiento de hidrógeno. Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr y Ba), que son los elementos metálicos más reactivos, desplazarán al hidrógeno del agua fría (Figura 4.14): 0 +1 0 +1 +1 2Na(s) + 2H2O(l) ÿ 2NaOH(aq) + H2(g) 0 +1 +2 0 +1 Ca(s) + 2H2O(l) ÿ Ca(OH)2(s) + H2(g) (a) Muchos metales, incluidos los que no reaccionan con el agua, son capaces de desplazar el hidrógeno de los ácidos. Por ejemplo, el zinc (Zn) y el magnesio (Mg) no reaccionan con agua fría pero sí con ácido clorhídrico, de la siguiente manera: 0 +1 +2 0 Zn(s) + 2HCl(aq) ÿ ZnCl2(aq) + H2(g) 0 +1 +2 0 Mg(s) + 2HCl(aq) ÿ MgCl2(aq) + H2(g) La figura 4.15 muestra las reacciones entre el ácido clorhídrico (HCl) y el hierro (Fe), zinc (Zn) y magnesio (Mg). Estas reacciones se utilizan para preparar hidrógeno gaseoso en el laboratorio. 2. Desplazamiento de metales. Un metal en un compuesto puede ser desplazado por otro metal en estado elemental. Ya hemos visto ejemplos de zinc reemplazando iones de cobre y cobre reemplazando iones de plata (ver Figura 4.10). Invertir los roles de los metales no daría lugar a ninguna reacción. Por lo (B) Figura 4.14 Reacciones de (a) sodio (Na) y (b) calcio (Ca) con agua fría. Nótese que la reacción es más vigorosa con Na que con Ca. (a y b): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp tanto, el cobre metálico no desplazará a los iones de zinc del sulfato de zinc y la plata metálica no desplazará a los iones de cobre del nitrato de cobre. Una manera fácil de predecir si realmente ocurrirá una reacción de desplazamiento de metal o de hidrógeno es referirse a una serie de actividad (a veces llamada serie electroquímica), que se muestra en la figura 4.16. Una serie de actividad es un resumen conveniente de los resultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento similares a las ya discutidas. De acuerdo con esta serie, cualquier metal por encima del hidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, pero los metales por debajo del hidrógeno no reaccionarán ni con el agua ni con un ácido. De hecho, cualquier metal enumerado en la serie reaccionará con cualquier metal (en un compuesto) debajo de él. Por ejemplo, Zn está por encima de Cu, por lo que el zinc metálico desplazará a los iones de cobre del sulfato de cobre. Las reacciones de desplazamiento de metales encuentran muchas aplicaciones en los procesos metalúrgicos, cuyo objetivo es separar los metales puros de sus minerales. Por ejemplo, el vanadio se obtiene tratando el óxido de vanadio (V) con calcio metálico: V2O5(s) + 5Ca(l) ÿ 2V(l) + 5CaO(s) Machine Translated by Google 4.4 Reacciones de oxidación-reducción Reaccionar con agua fría para producir H2 Reaccionar con vapor para producir H2 Reaccionar con ácidos para producir H2 No reacciona con agua o ácidos para producir H2 De manera similar, el titanio se obtiene a partir de cloruro de titanio (IV) según la reacción TiCl4(g) + 2Mg(l) ÿ Ti(s) + 2MgCl2(l) En cada caso, el metal que actúa como agente reductor está por encima del metal que se reduce (es decir, Ca está por encima de V y Mg está por encima de Ti) en la serie de actividad. Veremos más ejemplos de este tipo de reacción en el Capítulo 18. 143 Machine Translated by Google 144 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas 8A 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A F 3. Desplazamiento de halógenos. Otra serie de actividades resume el comportamiento de los halógenos en las reacciones de desplazamiento de halógenos: cl hermano F2 > Cl2 > Br2 > I2 I El poder de estos elementos como agentes oxidantes disminuye a medida que avanzamos en el Grupo Los halógenos. 7A del flúor al yodo, por lo que el flúor molecular puede reemplazar los iones de cloruro, bromuro y yoduro en la solución. De hecho, el flúor molecular es tan reactivo que también ataca al agua; por tanto, estas reacciones no pueden llevarse a cabo en soluciones acuosas. Por otro lado, el cloro molecular puede desplazar a los iones bromuro y yoduro en una solución acuosa. Las ecuaciones de desplazamiento son ÿ1 0 ÿ1 0 Cl2(g) + 2KBr(ac) ÿ 2KCl(ac) + Br2(l) ÿ1 0 ÿ1 0 Cl2(g) + 2NaI(ac) ÿ 2NaCl(ac) + I2(s) Las ecuaciones iónicas son ÿ1 0 ÿ1 0 Cl2(g) + 2Br(ac) ÿ 2Clÿ(ac) + Br2(l) ÿ1 0 ÿ1 0 Cl2(g) + 2Iÿ(ac) ÿ 2Clÿ(ac) + I2(s) El bromo molecular, a su vez, puede desplazar el ion yoduro en solución: 0 ÿ1 ÿ1 0 Br2(l) + 2Iÿ(ac) ÿ 2Brÿ(ac) + I2(s) La inversión de los papeles de los halógenos no produce reacción. Por lo tanto, el bromo no puede desplazar los iones de cloruro y el yodo no puede desplazar los iones de bromuro y cloruro. Las reacciones de desplazamiento de halógenos tienen una aplicación industrial directa. Los halógenos como grupo son los más reactivos de los elementos no metálicos. Todos son agentes oxidantes fuertes. Como resultado, se encuentran en la naturaleza en estado combinado (con metales) como haluros y nunca como elementos libres. De estos cuatro elementos, el cloro es, con mucho, el químico industrial más importante. En 2010, la cantidad de cloro producido en los Estados Unidos fue de aproximadamente 25 mil millones de libras, lo que convirtió al cloro en el décimo químico industrial. La producción anual de bromo es sólo una centésima parte de la de cloro, mientras que las cantidades de flúor y yodo producidas son aún menores. La recuperación de los halógenos de sus haluros requiere un proceso de oxidación, que se representa por 2Xÿ ÿ X2 + 2eÿ donde X denota un elemento halógeno. El agua de mar y la salmuera natural (por ejemplo, aguas Figura 4.17 La condensación de bromo líquido. ©Educación McGraw-Hill/Stephen Frisch subterráneas en contacto con depósitos de sal) son fuentes ricas en iones Cl-, Br- e I- . Minerales como la fluorita (CaF2) y la criolita (Na3AlF6) se utilizan para preparar flúor. Debido a que el flúor es el agente oxidante más fuerte que se conoce, no hay forma de convertir Fÿ iones a F2 por medios químicos. La única forma de llevar a cabo la oxidación es por medios electrolíticos, cuyos detalles se discutirán en el Capítulo 18. Industrialmente, el cloro, como el flúor, se produce electrolíticamente. El bromo es un líquido rojo humeante. El bromo se prepara industrialmente oxidando iones Brÿ con cloro, que es un agente oxidante lo suficientemente fuerte como para oxidar los iones Brÿ pero no el agua: 2Brÿ(ac) ÿ Br2(l) + 2eÿ Una de las fuentes más ricas de iones Brÿ es el Mar Muerto: alrededor de 4000 partes por millón (ppm) en masa de todas las sustancias disueltas en el Mar Muerto es Br. Después de la oxidación de los iones Brÿ , el bromo se elimina de la solución soplando aire sobre la solución y luego la mezcla de aire y bromo se enfría para condensar el bromo (Figura 4.17). El yodo también se prepara a partir de agua de mar y salmuera natural mediante la oxidación de iones Iÿ con cloro. Debido a que los iones Br- e I- están invariablemente presentes en la misma fuente, ambos son oxidados por el cloro. Sin embargo, es relativamente fácil separar Br2 de I2, Machine Translated by Google 145 4.4 Reacciones de oxidación-reducción porque el yodo es un sólido poco soluble en agua. El procedimiento de soplado de aire eliminará la 5A 6A 7A norte mayor parte del bromo formado pero no afectará el yodo presente. 7B 1B 2B Minnesota Con PAGS EL S cl hermano I En Hg Reacción de desproporción En este tipo especial de reacción redox, llamada reacción de desproporción, un elemento en un estado de oxidación es simultáneamente oxidado y reducido. Un reactivo en una reacción de desproporción siempre contiene un elemento que puede tener al menos tres estados de oxidación. El Elementos que tienen más probabilidades de sufrir reacciones de desproporción. elemento en sí está en un estado de oxidación intermedio; es decir, existen estados de oxidación tanto superiores como inferiores para ese elemento en los productos. La descomposición del peróxido de hidrógeno es un ejemplo de una reacción de desproporción: ÿ1 ÿ2 0 2H2O2(aq) ÿ 2H2O(l) + O2(g) Aquí el número de oxidación del oxígeno en el reactivo (ÿ1) aumenta a cero en O2 Tenga en cuenta que el número de oxidación y disminuye a ÿ2 en H2O. Otro ejemplo es la reacción entre el cloro molecular y la solución de NaOH: de H permanece sin cambios en +1. 0 +1 ÿ1 Cl2(g) + 2OHÿ(aq) ÿ ClOÿ(aq) + Clÿ(aq) + H2O(l) Esta reacción describe la formación de agentes blanqueadores domésticos, ya que es el ion hipoclorito (ClO-) el que oxida las sustancias colorantes en las manchas, convirtiéndolas en compuestos incoloros. Finalmente, es interesante comparar las reacciones redox y las reacciones ácido-base. Son análogas en que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de protones mientras que las reacciones redox involucran la transferencia de electrones. Sin embargo, mientras que las reacciones ácido-base son bastante fáciles de reconocer (porque siempre involucran un ácido y una base), no existe un procedimiento simple para identificar un proceso redox. La única forma segura es comparar los números de oxidación de todos los elementos en los reactivos y productos. Cualquier cambio en el número de oxidación garantiza que la reacción es de naturaleza redox. La clasificación de los diferentes tipos de reacciones redox se ilustra en el ejemplo 4.6. Ejemplo 4.6 Clasifique las siguientes reacciones redox e indique los cambios en los números de oxidación de los elementos: (a) 2N2O(g) ÿ 2N2(g) + O2(g) (b) 6Li(s) + N2(g) ÿ 2Li3N(s) (c) Ni(s) + Pb(NO3)2(ac) ÿ Pb(s) + Ni(NO3)2(ac) (d) 2NO2(g) + H2O(l) ÿ HNO2(aq) + HNO3(aq) Estrategia Repase las definiciones de reacciones de combinación, reacciones de descomposición, reacciones de desplazamiento y reacciones de desproporción. Solución (a) Esta es una reacción de descomposición porque un reactivo se convierte en dos diferentes productos El número de oxidación de N cambia de +1 a 0, mientras que el de O cambia de ÿ2 a 0. (b) Esta es una reacción de combinación (dos reactivos forman un solo producto). El número de oxidación de Li cambia de 0 a +1 mientras que el de N cambia de 0 a ÿ3. (c) Esta es una reacción de desplazamiento de metal. El metal Ni reemplaza (reduce) el ion Pb2+ . El número de oxidación del Ni aumenta de 0 a +2 mientras que el del Pb disminuye de +2 a 0. (d) El número de oxidación del N es +4 en NO2 y es +3 en HNO2 y +5 en HNO3. Debido a que el número de oxidación del mismo elemento aumenta y disminuye, esta es una reacción de desproporción. (Continuado) Machine Translated by Google Machine Translated by Google 4.5 Concentración de Soluciones Revisión de conceptos y hechos 4.4.1 ¿Cuál de las siguientes reacciones combinadas no es una reacción redox? (a) 2Mg(s) + O2(g) ÿ 2MgO(s) (b) H2(g) + F2(g) ÿ 2HF(g) (c) NH3(g) + HCl(g) ÿ NH4Cl(s) (d) 2Na(s) + S(s) ÿ Na2S(s) 4.4.2 Determine el número de oxidación de los átomos subrayados en los siguientes compuestos e iones: (a) MnO2, (b) N2F4, (c) CrO2 ÿ. 4.5 Concentración de Soluciones Para estudiar la estequiometría de una solución, debemos saber cuántos reactivos están presentes en una solución y también cómo controlar las cantidades de reactivos que se utilizan para provocar una reacción en una solución acuosa. La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente, o una cantidad dada de solución. (Para esta discusión, supondremos que el soluto es un líquido o un sólido y que el solvente es un líquido). La concentración de una solución se puede expresar de muchas maneras diferentes, como veremos en el Capítulo 12. Aquí consideraremos una de las unidades más utilizadas en química, la molaridad (M) o concentración molar, que es el número de moles de soluto por litro de solución. La molaridad se define como moles de soluto molaridad = (4.1) litros de solucion La ecuación (4.1) también se puede expresar algebraicamente como norte (4.2) METRO = V donde n denota el número de moles de soluto y V es el volumen de la solución en litros. Una solución de glucosa (C6H12O6) 1,46 molar , escrita como C6H12O6 1,46 M , contiene 1,46 moles del soluto (C6H12O6) en 1 L de solución. Por supuesto, no siempre trabajamos con volúmenes de solución de 1 L. Por lo tanto, una solución de 500 mL que contiene 0,730 mol de C6H12O6 también tiene una concentración de 1,46 M: 0,730 moles C6H12O6 molaridad = 500 ml de solución 1000 ml de solución × = 1,46 M C6H12O6 1 L de solución Tenga en cuenta que la concentración, como la densidad, es una propiedad intensiva, por lo que su valor no depende de la cantidad de solución presente. Es importante tener en cuenta que la molaridad se refiere únicamente a la cantidad de soluto disuelto originalmente en agua y no tiene en cuenta ningún proceso posterior, como la disociación de una sal o la ionización de un ácido. Considere lo que sucede cuando una muestra de cloruro de potasio (KCl) se disuelve en suficiente agua para hacer una solución de 1 M : KCl(s) ÿH2O K+ (ac) + Clÿ (ac) Debido a que el KCl es un electrolito fuerte, sufre una disociación completa en solución. Por lo tanto, una solución de KCl 1 M contiene 1 mol de iones K+ y 1 mol de iones Clÿ , y no hay unidades de KCl presentes. Las concentraciones de los iones se pueden expresar como [K+] = 1 M y [Clÿ] = 1 M, donde los corchetes [ ] indican que la concentración se expresa en molaridad. De manera similar, en una solución de nitrato de bario 1 M [Ba(NO3)2] Ba(NO3)2(s) ÿH2O Ba2+(ac) + 2NOÿ 3(ac) tenemos [Ba2+] = 1 M y [NOÿ 3] = 2 M y ninguna unidad de Ba(NO3)2 . Tenga en cuenta que el volumen (V) son litros de solución, no litros de solvente. Además, la molaridad de una solución depende de la temperatura. 147 Machine Translated by Google 148 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Figura 4.18 Preparación de una solución de molaridad conocida. (a) Se transfiere una cantidad conocida de un soluto sólido al matraz aforado; luego se agrega agua a través de un embudo. (b) El sólido se disuelve lentamente agitando suavemente el matraz. (c) Después de que el sólido se haya disuelto por completo, se agrega más agua para llevar el nivel de solución a la marca. Conociendo el volumen de la solución y la cantidad de soluto disuelto en ella, podemos calcular la molaridad de la solución preparada. Menisco Marcador que muestra volumen conocido de solucion (a) (B) (C) El procedimiento para preparar una solución de molaridad conocida es el siguiente. Primero, el soluto se pesa con precisión y se transfiere a un matraz volumétrico a través de un embudo (Figura 4.18). A continuación, se añade agua al matraz, que se agita cuidadosamente para disolver el sólido. Después de que todo el sólido se haya disuelto, se agrega más agua lentamente para llevar el nivel de solución exactamente a la marca de volumen. Conociendo el volumen de la solución en el matraz y la cantidad de compuesto (el número de moles) disuelto, podemos calcular la molaridad de la solución usando la Ecuación (4.1). Tenga en cuenta que este procedimiento no requiere conocer la cantidad de agua añadida, siempre que se conozca el volumen de la solución final. Los ejemplos 4.7 y 4.8 ilustran las aplicaciones de las ecuaciones (4.1) y (4.2). Ejemplo 4.7 ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K2Cr2O7) se requieren para preparar una solución de 250 ml cuya concentración es 2,16 M? Estrategia ¿Cuántos moles de K2Cr2O7 contiene 1 L (o 1000 mL) de solución de K2Cr2O7 2,16 M ? ¿Una solución de 250 ml? ¿Cómo convertirías moles a gramos? Solución El primer paso es determinar el número de moles de K2Cr2O7 en 250 mL o 0,250 L de una solución 2,16 M. Reordenando la ecuación (4.1) se obtiene moles de soluto = molaridad × L soln Una solución de K2Cr2O7 . ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Por lo tanto, 2,16 moles de K2Cr2O7 moles de K2Cr2O7 = × 0,25 L solución 1 L de solución = 0,540 moles de K2Cr2O7 La masa molar de K2Cr2O7 es 294,2 g, por lo que escribimos 294,2 g K2Cr2O7 gramos de K2Cr2O7 necesarios = 0,540 mol K2Cr2O7 × 1 mol de K2Cr2O7 = 159 g K2Cr2O7 (Continuado) Machine Translated by Google 4.5 Concentración de Soluciones 149 Comprobación Como estimación aproximada, la masa debe estar dada por [molaridad (mol/L) × volumen (L) × masa molar (g/mol)] o [2 mol/L × 0,25 L × 300 g/mol] = 150 gr. Entonces la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica ¿Cuál es la molaridad de una solución de 85,0 ml de etanol (C2H5OH) que contiene 1,77 g de etanol? Problemas similares: 4.65, 4.68. Ejemplo 4.8 Un químico necesita agregar 3.81 g de glucosa a una mezcla de reacción. Calcula el volumen en mililitros de una solución de glucosa 2,53 M que debería usar para la adición. Estrategia Primero debemos determinar el número de moles contenidos en 3.81 g de glucosa y luego usar la Ecuación (4.2) para calcular el volumen. Solución A partir de la masa molar de la glucosa, escribimos Tenga en cuenta que hemos llevado un 1 mol C6H12O6 = 2,114 × 10ÿ2 moles C6H12O6 3,81 g C6H12O6 × 180,2 g C6H12O6 dígito adicional más allá del número de cifras significativas para el paso intermedio. A continuación, calculamos el volumen de la solución que contiene 2,114 × 10ÿ2 mol del soluto. Reordenando la Ecuación (4.2) se obtiene norte V= METRO = 1000 ml de solución 2,114 × 10ÿ2 moles C6H12O6 × 2,53 mol C6H12O6 /L solución 1 L de solución = 8,36 ml de solución Comprueba Un litro de la solución contiene 2,53 moles de C6H12O6. Por lo tanto, el número de moles en 8,36 mL o 8,36 × 10ÿ3 L es (2,53 mol × 8,36 × 10ÿ3) o 2,12 × 10ÿ2 mol. La pequeña diferencia se debe a las diferentes formas de redondeo. Ejercicio de práctica ¿Qué volumen (en mililitros) de una solución de NaOH 0,315 M contiene 6,22 g de NaOH? Problema similar: 4.67. Dilución de Soluciones Las soluciones concentradas a menudo se almacenan en el almacén del laboratorio para su uso según sea necesario. Frecuentemente diluimos estas soluciones “stock” antes de trabajar con ellas. La dilución es el procedimiento para preparar una solución menos concentrada a partir de una más concentrada. Supongamos que queremos preparar 1 L de una solución de KMnO4 0,400 M a partir de una solución de KMnO4 1,00 M. Para ello necesitamos 0,400 moles de KMnO4. Como hay 1,00 mol de KMnO4 en 1 L de una solución de KMnO4 1,00 M , hay 0,400 mol de KMnO4 en 0.400 L de la misma solución: 1,00 moles = 1 L de solución 0.400 moles 0.400 L de solución Por lo tanto, debemos retirar 400 mL de la solución de KMnO4 1,00 M y diluirla a 1000 mL agregando agua (en un matraz volumétrico de 1 L). Este método nos da 1 L de la solución deseada de KMnO4 0.400 M. Al llevar a cabo un proceso de dilución, es útil recordar que agregar más solvente a una cantidad dada de la solución madre cambia (disminuye) la concentración del Dos soluciones de KMnO4 de diferentes concentraciones. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Machine Translated by Google 150 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Figura 4.19 La dilución de una solución más concentrada (a) a una menos concentrada (b) no cambia el número total de partículas de soluto (18). (a) (B) solución sin cambiar el número de moles de soluto presentes en la solución (Figura 4.19). En otras palabras, moles de soluto antes de la dilución = moles de soluto después de la dilución La molaridad se define como moles de soluto en 1 litro de solución, por lo que el número de moles de soluto viene dado por [consulte la Ecuación (4.2)] moles de soluto litros de sol × volumen de solución (en litros) = moles de soluto V METRO norte o VM = n Como todo el soluto proviene de la solución madre original, podemos concluir que n permanece igual; es decir, Mivi = MfVf moles de soluto moles de soluto antes de la dilución después de la dilución (4.3) donde Mi y Mf son las concentraciones inicial y final de la solución en molaridad y Vi y Vf son los Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades con los cálculos de dilución. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. volúmenes inicial y final de la solución, respectivamente. Por supuesto, las unidades de Vi y Vf deben ser las mismas (mL o L) para que funcione el cálculo. Para verificar la razonabilidad de sus resultados, asegúrese de que Mi > Mf y Vf > Vi. Aplicamos la ecuación (4.3) en el ejemplo 4.9. Ejemplo 4.9 Describa cómo prepararía 5,00 × 102 ml de una solución de H2SO4 1,75 M , comenzando con una solución madre de H2SO4 8,61 M. Estrategia Debido a que la concentración de la solución final es menor que la original, este es un proceso de dilución. Tenga en cuenta que en la dilución, la concentración de la solución disminuye pero el número de moles del soluto permanece igual. Solución Nos preparamos para el cálculo tabulando nuestros datos: Yo = 8.61 M Mf = 1,75 M Tu =? Vf = 5,00 × 102 mL Sustituyendo en la Ecuación (4.3), (8,61 M) (Vi) = (1,75 M) (5,00 × 102 mL) (1,75 M)(5,00 × 102 mL) Vi = 8,61 M = 102 ml (Continuado) Machine Translated by Google 4.6 Análisis gravimétrico 151 Entonces, debemos diluir 102 mL de la solución de H2SO4 8.61 M con suficiente agua para dar un volumen final de 5.00 × 102 mL en un matraz volumétrico de 500 mL para obtener el volumen deseado. concentración. Comprueba que el volumen inicial es menor que el volumen final, por lo que la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica ¿Cómo prepararía 2,00 × 102 mL de una solución de NaOH 0,866 M , comenzando con una solución madre de 5,07 M ? Problemas similares: 4.75, 4.76. Ahora que hemos discutido la concentración y dilución de soluciones, podemos examinar los aspectos cuantitativos de las reacciones en solución acuosa, o estequiometría de solución. Las secciones 4.6, 4.7 y 4.8 se enfocan en dos técnicas para estudiar la estequiometría de soluciones: análisis gravimétrico y titulación. Estas técnicas son herramientas importantes del análisis cuantitativo, que es la determinación de la cantidad o concentración de una sustancia en una muestra. Revisión de conceptos y hechos 4.5.1 ¿Cuál es la concentración final de una solución de NaCl 0,6 M si su volumen es se duplica y el número de moles de soluto se triplica? 4.5.2 ¿Cuántos moles de LiOH hay en 27,5 mL de solución de LiOH 0,250 M ? 4.5.3 ¿Qué masa de Ca(NO3)2 en gramos se necesita para preparar 375 mL de 1.25 M ¿solución? 4.6 Análisis gravimétrico El análisis gravimétrico es una técnica analítica basada en la medida de la masa. Un tipo de experimento de análisis gravimétrico implica la formación, el aislamiento y la determinación de la masa de un precipitado. Generalmente, este procedimiento se aplica a los compuestos iónicos. Primero, una sustancia de muestra de composición desconocida se disuelve en agua y se deja reaccionar con otra sustancia para formar un precipitado. Luego, el precipitado se filtra, se seca y se pesa. Conociendo la masa y la fórmula química del precipitado formado, podemos calcular la masa de un componente químico particular (es decir, el anión o catión) de la muestra original. Finalmente, a partir de la masa del componente y la masa de la muestra original, podemos determinar la composición porcentual en masa del componente en el compuesto original. Una reacción que a menudo se estudia en el análisis gravimétrico, porque los reactivos se pueden obtener en forma pura, es AgNO3(ac) + NaCl(ac) ÿ NaNO3(ac) + AgCl(s) La ecuación iónica neta es Ag+(ac) + Clÿ(ac) ÿ AgCl(s) El precipitado es cloruro de plata (ver Tabla 4.2). Como ejemplo, digamos que queríamos determinar experimentalmente el porcentaje en masa de Cl en NaCl. Primero, pesaríamos con precisión una muestra de NaCl y la disolveríamos en agua. A continuación, agregaríamos suficiente solución de AgNO3 a la solución de NaCl para provocar la precipitación de todo el Clÿ iones presentes en solución como AgCl. En este procedimiento, NaCl es el reactivo limitante y AgNO3 el reactivo en exceso. El precipitado de AgCl se separa de la solución por filtración, se seca y se pesa. A partir de la masa medida de AgCl, podemos calcular la masa de Cl usando el porcentaje en masa de Cl en AgCl. Debido a que esta misma cantidad de Cl estaba presente en la muestra original de NaCl, podemos calcular el porcentaje en masa de Cl en NaCl. La figura 4.20 muestra cómo se realiza este procedimiento. Este procedimiento nos permitiría determinar la pureza de la muestra de NaCl. Machine Translated by Google 152 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas (a) (B) (C) Figura 4.20 Pasos básicos para el análisis gravimétrico. (a) Una solución que contiene una cantidad conocida de NaCl en un vaso de precipitados. (b) La precipitación de AgCl al agregar una solución de AgNO3 de un cilindro de medición. En esta reacción, AgNO3 es el reactivo en exceso y NaCl es el reactivo limitante. (c) La solución que contiene el precipitado de AgCl se filtra a través de un crisol de disco sinterizado previamente pesado, que permite que pase el líquido (pero no el precipitado). Luego se retira el crisol del aparato, se seca en un horno y se pesa de nuevo. La diferencia entre esta masa y la del crisol vacío da la masa del precipitado de AgCl. (a, b, c): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp El análisis gravimétrico es una técnica muy precisa, porque la masa de una muestra se puede medir con precisión. Sin embargo, este procedimiento es aplicable solo a reacciones que se completan o tienen un rendimiento cercano al 100 por ciento. Por lo tanto, si el AgCl fuera ligeramente soluble en lugar de insoluble, no sería posible eliminar todos los iones Clÿ de la solución de NaCl y el cálculo posterior sería erróneo. El ejemplo 4.10 muestra los cálculos involucrados en un experimento gravimétrico. Ejemplo 4.10 Una muestra de 0.5662 g de un compuesto iónico que contiene iones de cloruro y un metal desconocido se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNO3. Si se forman 1,0882 g de AgCl precipitado, ¿cuál es el porcentaje en masa de Cl en el compuesto original? Estrategia Se nos pide calcular el porcentaje en masa de Cl en la muestra desconocida, que es masa de cloro %Cl = × 100% 0,5662 g de muestra La única fuente de iones Clÿ es el compuesto original. Estos iones de cloruro eventualmente terminan en el precipitado de AgCl. ¿Podemos calcular la masa de los iones Clÿ si conocemos el porcentaje en masa de Cl en AgCl? Solución Las masas molares de Cl y AgCl son 35,45 gy 143,4 g, respectivamente. Por lo tanto, el porcentaje en masa de Cl en AgCl viene dado por 35,45 g de cloro %Cl = × 100% 143,4 g AgCl = 24,72 % A continuación, calculamos la masa de Cl en 1,0882 g de AgCl. Para hacerlo convertimos 24.72 por ciento a 0.2472 y escribimos masa de Cl = 0.2472 × 1.0882 g = 0,2690 gramos (Continuado) Machine Translated by Google 4.7 Valoraciones ácido-base 153 Debido a que el compuesto original también contenía esta cantidad de iones Clÿ, el porcentaje en masa de Cl en el compuesto es 0.2690g %Cl = × 100% 0.5662g = 47,51% Verifique que AgCl tenga un 25 por ciento de cloruro en masa, por lo que aproximadamente 1 g de precipitado de AgCl que se formó corresponde a aproximadamente 0,25 g de cloruro, que es un poco menos de la mitad de la masa de la muestra original. Por lo tanto, el porcentaje calculado de cloruro de 47,51 por ciento es razonable. Ejercicio de práctica Una muestra de 0.3220 g de un compuesto iónico que contiene el ion bromuro (Brÿ) se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNO3. Si la masa del precipitado de AgBr que se forma es de 0,6964 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de Br en el compuesto original? Problema similar: 4.82. Tenga en cuenta que el análisis gravimétrico no establece la identidad completa de lo desconocido. Por lo tanto, en el ejemplo 4.10 todavía no sabemos cuál es el catión. Sin embargo, conocer el porcentaje en masa de Cl nos ayuda mucho a reducir las posibilidades. Como no hay dos compuestos que contengan el mismo anión (o catión) que tengan la misma composición porcentual en masa, la comparación del porcentaje en masa obtenido del análisis gravimétrico con el calculado a partir de una serie de compuestos conocidos revelaría la identidad del desconocido. Revisión de conceptos y hechos 4.6.1 Calcular la masa de AgBr formada si una solución que contiene 6,00 g de KBr se trata con un exceso de AgNO3. 4.7 Valoraciones ácido-base Los estudios cuantitativos de las reacciones de neutralización ácido-base se llevan a cabo más convenientemente mediante una técnica conocida como titulación. En la titulación, una solución de concentración conocida con precisión, llamada solución estándar, se agrega gradualmente a otra solución de concentración desconocida, hasta que se completa la reacción química entre las dos soluciones. Si conocemos los volúmenes de las soluciones estándar y desconocidas utilizadas en la titulación, junto con la concentración de la solución estándar, podemos calcular la concentración de la solución desconocida. El hidróxido de sodio es una de las bases comúnmente utilizadas en el laboratorio. Sin embargo, es difícil obtener hidróxido de sodio sólido en forma pura porque tiene tendencia a absorber agua del aire y su solución reacciona con el dióxido de carbono. Por estas razones, una solución de hidróxido de sodio debe estandarizarse antes de que pueda usarse en un trabajo analítico preciso. Podemos estandarizar la solución de hidróxido de sodio titulándola frente a una solución ácida de concentración conocida con precisión. El ácido elegido a menudo para esta tarea es un ácido monoprótico débil llamado hidrogenoftalato de potasio (KHP), cuya fórmula molecular es KHC8H4O4 (masa molar = 204,2 g). KHP es un sólido soluble blanco que está disponible comercialmente en forma altamente pura. La reacción entre KHP e hidróxido de sodio es KHC8H4O4(aq) + NaOH(aq) ÿ KNaC8H4O4(aq) + H2O(l) y la ecuación iónica neta es HC8H4O4 - (ac) + OHÿ (ac) ÿ C8H4O4 2ÿ (ac) + H2O (l) El procedimiento para la titulación se muestra en la Figura 4.21. Primero, se transfiere una cantidad conocida de KHP a un matraz Erlenmeyer y se agrega un poco de agua destilada para formar una solución. Luego, la solución de NaOH se agrega cuidadosamente a la solución de KHP desde una bureta. Hidrogenoftalato de potasio (KHP). ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Machine Translated by Google 154 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Figura 4.21 (a) Aparato para valoración ácido-base. Se agrega una solución de NaOH de la bureta a una solución de KHP en un matraz Erlenmeyer. (b) Aparece un color rosa rojizo cuando se alcanza el punto de equivalencia. El color aquí se ha intensificado para la visualización. (a y b): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp (a) (B) hasta llegar al punto de equivalencia, es decir, el punto en el que el ácido ha reaccionado completamente o ha sido neutralizado por la base. El punto de equivalencia generalmente se señala mediante un cambio brusco en el color de un indicador en la solución ácida. En las valoraciones ácido-base, los indicadores son sustancias que tienen colores claramente diferentes en medios ácidos y básicos. Un indicador de uso común es la fenolftaleína, que es incolora en soluciones ácidas y neutras pero de color rosa rojizo en soluciones básicas. En el punto de equivalencia, todo el KHP presente ha sido neutralizado por el NaOH agregado y la solución aún es incolora. Sin embargo, si agregamos solo una gota más de la solución de NaOH de la bureta, la solución se volverá rosa inmediatamente porque la solución ahora es básica. El ejemplo 4.11 ilustra tal titulación. Ejemplo 4.11 En un experimento de valoración, un estudiante descubre que se necesitan 23,48 ml de una solución de NaOH para neutralizar 0,5468 g de KHP. ¿Cuál es la concentración (en molaridad) de la solución de NaOH? Estrategia Queremos determinar la molaridad de la solución de NaOH. ¿Cuál es la definición de molaridad? necesito encontrar mol de NaOH molaridad de NaOH = L soln quiero calcular dado El volumen de solución de NaOH se da en el problema. Por lo tanto, necesitamos encontrar el número de moles de NaOH para resolver la molaridad. De la ecuación anterior para la reacción entre KHP y NaOH que se muestra en el texto, vemos que 1 mol de KHP neutraliza 1 mol de NaOH. ¿Cuántos moles de KHP hay en 0,5468 g de KHP? Solución Primero calculamos el número de moles de KHP consumidos en la titulación: 1 mol de KHP Recuerde que KHP es KHC8H4O4. moles de KHP = 0.5468 g KHP × 204,2 g de cogeneración = 2,678 × 10ÿ3 mol KHP (Continuado) Machine Translated by Google 4.7 Valoraciones ácido-base 155 Como 1 mol de KHP ÿ 1 mol de NaOH, debe haber 2,678 × 10ÿ3 moles de NaOH en 23,48 ml de solución de NaOH. Finalmente, calculamos el número de moles de NaOH en 1 L de la solución o la molaridad de la siguiente manera: 1000 ml de solución 2,678 × 10ÿ3 moles de NaOH molaridad de la solución de NaOH = × 23,48 mL solución 1 L de solución = 0,1141 mol NaOH/1 L solución = 0,1141 M Ejercicio de práctica ¿Cuántos gramos de KHP se necesitan para neutralizar 18,64 ml de una solución de NaOH 0,1004 M? Problemas similares: 4.89, 4.90. La reacción de neutralización entre NaOH y KHP es uno de los tipos más simples de neutralización ácido-base que se conocen. Supongamos, sin embargo, que en lugar de KHP, queremos usar un ácido diprótico como H2SO4 para la titulación. La reacción está representada por 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) ÿ Na2SO4(aq) + 2H2O(l) Como 2 mol de NaOH ÿ 1 mol de H2SO4, necesitamos el doble de NaOH para reaccionar completamente con una solución de H2SO4 de la misma concentración molar y volumen que un ácido monoprótico como el HCl. Por otro lado, necesitaríamos el doble de HCl para neutralizar una solución de Ba(OH)2 en comparación con una solución de NaOH que tenga la misma concentración y volumen porque H2SO4 tiene dos protones ionizables. 1 mol de Ba(OH)2 produce 2 moles de iones OHÿ : 2HCl(aq) + Ba(OH)2(aq) ÿ BaCl2(aq) + 2H2O(l) En los cálculos que implican valoraciones ácido-base, independientemente del ácido o la base que tenga lugar en la reacción, tenga en cuenta que el número total de moles de iones H+ que han reaccionado puede tener dificultades con los cálculos de titulación. en el punto de equivalencia debe ser igual al número total de moles de OHiones que han reaccionado. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. El ejemplo 4.12 muestra la titulación de una solución de NaOH con un ácido diprótico. Ejemplo 4.12 La solución de hidróxido de sodio estandarizada en el Ejemplo 4.11 se usa para titular 25,00 mL de una solución de ácido sulfúrico. La titulación requiere 43,79 mL de la solución de NaOH 0,1172 M para neutralizar completamente el ácido. ¿Cuál es la concentración de la solución de H2SO4 ? Estrategia Queremos calcular la concentración de la solución de H2SO4 . Comenzando con el volumen de solución de NaOH requerido para neutralizar el ácido, calculamos los moles de NaOH. querer encontrar mol de NaOH L solución × = moles de NaOH L soln Medido dado De la ecuación de la reacción de neutralización que se acaba de mostrar, vemos que 2 moles de NaOH neutralizan 1 mol de H2SO4. ¿Cuántos moles de NaOH hay en 43,79 mL de una solución de NaOH 0,1172 M ? ¿Cuántos moles de H2SO4 neutralizaría esta cantidad de NaOH? ¿Cuál sería la concentración de la solución de H2SO4 ? Solución Primero, calculamos el número de moles de NaOH contenidos en 43.79 mL de solución: 0,1172 moles de NaOH 1 L de solución 43,79 ml × × 1000 ml de solución Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que = 5,132 × 10ÿ3 moles de NaOH L soln (Continuado) Machine Translated by Google 156 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas De la estequiometría vemos que 1 mol H2SO4 ÿ 2 mol NaOH. Por tanto, el número de moles de H2SO4 que han reaccionado debe ser 5,132 × 10ÿ3 moles de NaOH × 1 mol de H2SO4 2 moles de NaOH = 2,566 × 10ÿ3 mol H2SO4 De la definición de molaridad [ver Ecuación (4.1)], tenemos moles de soluto molaridad = litros de sol Entonces la molaridad de la solución de H2SO4 es 2,566 × 10ÿ3 mol H2SO4 = 0,1026 M H2SO4 25 ml × (1 l/1000 ml) Ejercicio de práctica Si se requieren 60.2 mL de solución de KOH 0.427 M para neutralizar 10.1 mL de solución de H2SO4 , ¿cuál es la concentración de la solución de H2SO4 en molaridad? Problema similar: 4.91(b), (c). Revisión de conceptos y hechos 4.7.1 Una solución de NaOH se mezcla inicialmente con una solución ácida que se muestra en (a). ¿Cuál de los diagramas (b)–(d) corresponde a uno de los siguientes ácidos: HCl, H2SO4, H3PO4? Códigos de color: esferas azules ( iones OH-); esferas rojas (moléculas de ácido); esferas verdes (aniones de los ácidos). Suponga que todas las reacciones de neutralización ácido-base se completan. (a) (B) (C) (D) 4.7.2 ¿Qué volumen de una solución de HNO3 0,215 M se requiere para neutralizar 25,0 ml de NaOH 0,370 M ? 4.8 Valoraciones redox Como se mencionó anteriormente, las reacciones redox involucran la transferencia de electrones y las reacciones ácido-base involucran la transferencia de protones. Así como un ácido puede valorarse frente a una base, podemos valorar un agente oxidante frente a un agente reductor, utilizando un procedimiento similar. Podemos, por ejemplo, agregar cuidadosamente una solución que contenga un agente oxidante a una solución que contenga un agente reductor. El punto de equivalencia se alcanza cuando el agente reductor es completamente oxidado por el agente oxidante. No hay tantos indicadores redox como indicadores ácido-base. Al igual que las valoraciones ácido-base, las valoraciones redox normalmente requieren un indicador que cambie claramente de color. En presencia de grandes cantidades de agente reductor, el color del indicador es característico de su forma reducida. El indicador asume el color de su forma oxidada cuando está presente en un medio oxidante. En el punto de equivalencia o cerca de él, se producirá un cambio brusco en el color del indicador a medida que cambia de una forma a otra, por lo que el punto de equivalencia se puede identificar fácilmente. Machine Translated by Google 4.8 Valoraciones redox 157 Figura 4.22 De izquierda a derecha: soluciones que contienen los iones MnO4 ÿ, Mn2+, Cr2O7 2ÿ y Cr3+ . ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Dos agentes oxidantes comunes son el permanganato de potasio (KMnO4) y el dicromato de potasio (K2Cr2O7). Como muestra la Figura 4.22, los colores de los aniones permanganato y dicromato son claramente diferentes de los de las especies reducidas: MnO4 ÿ ÿ Mn2+ violeta rosa claro 2ÿ Cr2O7 naranja ÿCr3 + verde amarillo Por lo tanto, estos agentes oxidantes pueden usarse como indicador interno en una titulación redox porque tienen colores claramente diferentes en las formas oxidada y reducida. Las valoraciones redox requieren el mismo tipo de cálculos (basados en el método del mol) que las neutralizaciones ácido-base. La diferencia es que las ecuaciones y la estequiometría tienden a ser más complejas para las reacciones redox. El ejemplo 4.13 describe una titulación redox. Ejemplo 4.13 Se necesita un volumen de 16,42 ml de una solución de KMnO4 0,1327 M para oxidar 25,00 ml de una solución de FeSO4 en un medio ácido. ¿Cuál es la concentración de la solución de FeSO4 en molaridad? La ecuación iónica neta es 5Fe2+ + MnO4 ÿ + 8H+ ÿ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O Estrategia Queremos calcular la molaridad de la solución de FeSO4. De la definición de molaridad necesito encontrar molaridad de FeSO4 = mol FeSO4 L soln quiero calcular dado El volumen de la solución de FeSO4 se da en el problema. Por lo tanto, necesitamos encontrar el número de moles de FeSO4 para resolver la molaridad. A partir de la ecuación iónica neta, ¿cuál es la equivalencia estequiométrica entre Fe2+ y MnO4 ÿ? ¿Cuántos moles de KMnO4 hay en 16,42 ml de solución de KMnO4 Adición de una solución de KMnO4 de 0,1327 M ? una bureta a una solución de FeSO4. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Solución El número de moles de KMnO4 en 16,42 mL de la solución es 0,1327 moles de KMnO4 moles de KMnO4 = × 16,42 mL 1000 ml de solución = 2,179 × 10ÿ3 moles KMnO4 (Continuado) Machine Translated by Google Machine Translated by Google Objetivos de aprendizaje 159 Ejercicio de práctica ¿Cuántos mililitros de una solución de HI 0,206 M se necesitan para reducir 22,5 ml de una solución de KMnO4 0,374 M de acuerdo con la siguiente ecuación? 10HI + 2KMnO4 + 3H2SO4 ÿ 5I2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Problemas similares: 4.95, 4.96. El ensayo Química en acción, “Metal del mar”, describe un proceso industrial que involucra los tipos de reacciones discutidos en este capítulo. Revisión de conceptos y hechos 4.8.1 Si se titula una solución de un agente reductor con una solución de un oxidante y las concentraciones iniciales de las dos soluciones son las mismas, ¿significa eso que se alcanzará el punto de equivalencia cuando se haya agregado un volumen igual de oxidante? Explique. 4.8.2 La concentración de una solución de KMnO4 puede determinarse por valoración redox con ion oxalato, C2O4 2ÿ, de acuerdo con la ecuación iónica neta 2ÿ 2MnO4 ÿ + 5C2O4 + 16H+ ÿ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O ¿Cuál es la concentración de una solución de KMnO4 si 20.24 mL de 0.2558 M 2ÿ C2O4 ¿Qué solución se necesita para reducir 25,00 ml de solución de KMnO4? Objetivos de aprendizaje ÿ Evalúe las sustancias en soluciones acuosas como no electrolitos, electrolitos débiles o electrolitos fuertes. (Sección 4.1) ÿ Aplicar pautas de solubilidad para determinar si una reacción producirá un precipitado. (Sección 4.2) ÿ Componer las ecuaciones moleculares, iónicas y iónicas netas de una reacción. (Sección 4.2) ÿ Identificar los iones espectadores en una reacción. (Sección 4.2) ÿ Comparar las definiciones de ácidos y bases de Brønsted. (Sección 4.3) ÿ Clasificar ácidos y bases en débiles o fuertes. (Sección 4.3) ÿ Categorizar un ácido como monoprótico, diprótico o triprótico. (Sección 4.3) ÿ Resumir una reacción de neutralización entre un ácido y una base. (Sección 4.3) ÿ Identificar los diversos componentes de una reacción de oxidación-reducción, incluidos los agentes reductores/oxidantes y semirreacciones. (Sección 4.4) ÿ Aplicar las reglas del número de oxidación para determinar el número de oxidación de cada elemento en un compuesto o ión poliatómico. (Sección 4.4) ÿ Diferenciar los tipos de reacciones que pueden ser reacciones de oxidación-reducción, incluyendo combustión, descomposición, desplazamiento y desproporción. (Sección 4.4) ÿ Utilizar la serie de actividad para determinar si ocurre una reacción de desplazamiento del metal. (Sección 4.4) ÿ Calcular la molaridad de una solución. (Sección 4.5) ÿ Determinar la concentración de una solución que ha sido diluida. (Sección 4.5) ÿ Resolver problemas de estequiometría para reacciones en solución, incluido el análisis gravimétrico, la titulación ácido-base y las titulaciones redox. (Secciones 4.6, 4.7, 4.8) Machine Translated by Google 160 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas ecuaciones clave moles de soluto molaridad = litros de solucion (4.1) Cálculo de la molaridad norte METRO = V (4.2) Cálculo de la molaridad Dilución de solución MiVi = MfVf (4.3) Resumen de conceptos y hechos 1. Las soluciones acuosas son eléctricamente conductoras si los solutos 9. La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en son electrolitos. Si los solutos no son electrolitos, las soluciones no una determinada cantidad de solución. La molaridad expresa la conducen la electricidad. concentración como el número de moles de soluto en 1 L de solución. 2. Las tres categorías principales de reacciones químicas que tienen lugar en solución acuosa son las reacciones de precipitación, las reacciones ácido-base y las reacciones de oxidación-reducción. 3. A partir de las reglas generales sobre las solubilidades de los compuestos iónicos, podemos predecir si se formará un precipitado en una reacción. 4. Los ácidos de Arrhenius se ionizan en agua para dar iones H+ , y las 10. Agregar un solvente a una solución, un proceso conocido como dilución, disminuye la concentración (molaridad) de la solución sin cambiar el número total de moles de soluto presentes en la solución. 11. El análisis gravimétrico es una técnica para determinar la identidad de un compuesto y/o la concentración de una solución midiendo la masa. Los bases de Arrhenius se ionizan en agua para dar iones OHÿ. Los ácidos experimentos gravimétricos a menudo implican reacciones de de Brønsted donan protones y las bases de Brønsted aceptan protones. precipitación. 5. La reacción de un ácido y una base se llama neutralización. 6. En las reacciones redox, la oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente. La oxidación se caracteriza por la pérdida de electrones, la reducción por la ganancia de electrones. 7. Los números de oxidación nos ayudan a realizar un seguimiento de la distribución de carga y se asignan a todos los átomos en un compuesto o ion de acuerdo con reglas específicas. La oxidación se puede definir como un aumento en el número de oxidación; La reducción se puede definir como una disminución en el número de oxidación. 8. Muchas reacciones redox se pueden subclasificar como reacciones de 12. En la titulación ácido-base, una solución de concentración conocida (digamos, una base) se agrega gradualmente a una solución de concentración desconocida (digamos, un ácido) con el objetivo de determinar la concentración desconocida. El punto en el que se completa la reacción en la titulación, como se muestra por el cambio en el color del indicador, se llama punto de equivalencia. 13. Las valoraciones redox son similares a las valoraciones ácido-base. El punto en el que se completa la reacción de oxidación-reducción se denomina punto de equivalencia. combinación, descomposición, combustión, desplazamiento o desproporción. Palabras clave Serie de actividades, pág. 142 electrolito, pág. 122 Ecuación iónica neta, pág. 127 Agente reductor, pág. 137 Solución acuosa, pág. 122 Punto de equivalencia, pág. 154 Reacción de neutralización, pág. 133 Reacción de reducción, pág. 137 Ácido de Brønsted, pág. 130 Análisis gravimétrico, pág. 151 Sin electrolitos, pág. 122 Reacción reversible, pág. 124 Base de Brønsted, pág. 130 Media reacción, pág. 136 Número de oxidación, pág. 138 Sal, pág. 133 Reacción de combinación, pág. 141 Hidratación, pág. 123 Reacción de oxidación, pág. 136 Solubilidad, pág. 125 Reacción de combustión, pág. 141 Ion hidronio, pág. 131 Reducción de oxidación Soluto, pág. 122 concentración de un Indicadores, pág. 154 reacción, pág. 136 Solución, pág. 122 Ecuación iónica, pág. 127 Estado de oxidación, pág. 138 Solvente, pág. 122 Reacción de descomposición, pág. 141 Reacción de metátesis, pág. 125 Agente oxidante, pág. 137 Ión espectador, pág. 127 Dilución, pág. 149 Concentración molar, pág. 147 Precipitado, pág. 125 Solución estándar, pág. 153 Ácido diprótico, pág. 131 Molaridad (M), pág. 147 Reacción de precipitación, pág. 125 Titulación, pág. 153 Reacción de desplazamiento, pág. 142 Ecuación molecular, pág. 127 Análisis cuantitativo, pág. 151 Ácido triprótico, pág. 131 Reacción de desproporción, Ácido monoprótico, pág. 131 Reacción redox, pág. 136 solución, pág. 147 pág. 145 Machine Translated by Google Preguntas y problemas 161 Preguntas y problemas Problemas numerados en rojo resueltos en Student Solutions Manual 4.10 Identifique cada una de las siguientes sustancias como electrolito fuerte, electrolito débil o no electrolito: (a) Ba(NO3)2, (b) Ne, (c) NH3, (d) NaOH. 4.1 Propiedades generales de las soluciones acuosas 4.11 El paso de la electricidad a través de una solución electrolítica es Preguntas de revisión causado por el movimiento de (a) solo electrones, (b) solo 4.1 Defina soluto, solvente y solución describiendo el proceso de cationes, (c) solo aniones, (d) tanto cationes como aniones. disolución de un sólido en un líquido. 4.2 ¿Cuál es la diferencia entre un no electrolito y un electrolito? ¿Entre un electrolito débil y un electrolito fuerte? 4.12 Prediga y explique cuáles de los siguientes sistemas son eléctricamente conductores: (a) NaCl sólido, (b) NaCl fundido, (c) una solución acuosa de NaCl. 4.3 Describir la hidratación. ¿Qué propiedades del agua permiten que sus moléculas interactúen con los iones en solución? 4.4 ¿Cuál es la diferencia entre los siguientes símbolos en ecuaciones 4.13 Se le da un compuesto soluble en agua X. Describa cómo determinaría si es un electrolito o no electrolito. Si es un electrolito, ¿cómo determinaría si es fuerte o débil? químicas: ÿ y ÿÿ? 4.5 El agua es un electrolito extremadamente débil y, por lo tanto, no puede conducir la electricidad. ¿Por qué a menudo se nos advierte que no operemos aparatos eléctricos cuando nuestras manos están mojadas? 4.6 El sulfato de sodio (Na2SO4) es un electrolito fuerte. 4.14 Explique por qué una solución de HCl en benceno no conducen la electricidad pero en el agua sí. 4.2 Reacciones de precipitación Preguntas de revisión ¿Qué especies están presentes en Na2SO4(aq)? 4.15 ¿Cuál es la diferencia entre una ecuación iónica y una ecuación molecular? Problemas 4.7 4.16 ¿Cuál es la ventaja de escribir ecuaciones iónicas netas? Se muestran las soluciones acuosas de tres compuestos. Identifique cada compuesto como no electrolito, electrolito débil Problemas y electrolito fuerte. 4.17 Se mezclan dos soluciones acuosas de AgNO3 y NaCl. ¿Cuál de los diagramas (a)–(d) representa mejor la mezcla? Por simplicidad, no se muestran las moléculas de agua. (Códigos de color: Ag+ = gris, Clÿ = naranja, Na+ = verde, NO3 ÿ = azul) (a) (B) (C) 4.8 ¿Qué diagrama (a)–(c) representa mejor la hidratación de NaCl cuando se disuelve en agua? El ion Clÿ es de mayor tamaño que el ion Na+. (a) (B) (C) (D) 4.18 Se mezclan dos soluciones acuosas de KOH y MgCl2 . ¿Cuál de los diagramas (a)–(d) representa mejor la mezcla? Por simplicidad, no se muestran las moléculas de agua. (Códigos de color: K+ = violeta, OHÿ = rojo, Mg2+ = verde, Clÿ = naranja) (a) 4.9 (B) (C) Identifique cada una de las siguientes sustancias como electrolito fuerte, electrolito débil o no electrolito: (a) H2O, (b) KCl, (c) HNO3, (d) CH3COOH, (e) C12H22O11. (a) (B) (C) (D) Machine Translated by Google 162 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas 4.19 Caracterice los siguientes compuestos como solubles o insolubles 4.33 Balancee las siguientes ecuaciones y escriba las ecuaciones en agua: (a) Ca3(PO4)2, (b) Mn(OH)2, (c) AgClO3, (d) K2S. iónicas y iónicas netas correspondientes (si corresponde). (a) HBr(ac) + NH3(ac) ÿ 4.20 Caracterice los siguientes compuestos como solubles o insolubles en agua: (a) CaCO3, (b) ZnSO4, (c) Hg(NO3)2, (d) HgSO4, (b) Ba(OH)2(ac) + H3PO4(ac) ÿ (e) NH4ClO4. (c) HClO4(aq) + Mg(OH)2(s) ÿ 4.21 Escriba las ecuaciones iónicas y iónicas netas para las siguientes reacciones. 4.34 Balancee las siguientes ecuaciones y escriba las ecuaciones iónicas y iónicas netas correspondientes (si corresponde). (a) (a) AgNO3(aq) + Na2SO4(aq) ÿ CH3COOH(aq) + KOH(aq) ÿ (b) BaCl2(aq) + ZnSO4(aq) ÿ (c) (NH4)2CO3(aq) + CaCl2(aq) ÿ (b) H2CO3(aq) + NaOH(aq) ÿ 4.22 Escriba las ecuaciones iónicas y iónicas netas para las siguientes reacciones. (c) HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) ÿ (a) Na2S(ac) + ZnCl2(ac) ÿ (b) K3PO4(aq) + 3Sr(NO3)2(aq) ÿ 4.4 Reacciones de oxidación-reducción (c) Mg(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) ÿ Preguntas de revisión 4.23 ¿Cuál de los siguientes procesos probablemente resultará en una 4.35 Dé un ejemplo de una reacción redox combinada, una reacción reacción de precipitación? (a) mezclar una solución de NaNO3 redox de descomposición y una reacción redox de desplazamiento. con una solución de CuSO4 , o (b) mezclar una solución de BaCl2 solución con una solución de K2SO4 ? Escriba una ecuación 4.36 Verdadero o falso: Todas las reacciones de combustión son redox iónica neta para la reacción de precipitación. 4.24 Con referencia a la tabla 4.2, sugiera un método por el cual podría reacciones Explica tu respuesta. 4.37 ¿Qué es un número de oxidación? ¿Cómo se utiliza para identificar separar (a) K+ de Ag+, (b) Ba2+ de Pb2+, (c) NH4 las reacciones redox? Explique por qué, a excepción de los + de Ca2+, (d) Ba2+ de Cu2+. Se supone que todos los cationes están en solución acuosa y el anión común es el ion nitrato. compuestos iónicos, el número de oxidación no tiene ningún significado físico. 4.38 (a) Sin consultar la figura 4.11, dé los números de oxidación de los metales alcalinos y alcalinotérreos en sus compuestos. (b) Dé los números de oxidación más altos que pueden tener los elementos de los Grupos 3A–7A. 4.3 Reacciones ácido-base Preguntas de revisión 4.39 ¿Cómo está organizada la serie de actividades? ¿Cómo se utiliza en el estudio de las reacciones redox? 4.25 Enumere las propiedades generales de los ácidos y las bases. 4.26 Dé las definiciones de ácido y base de Arrhenius y Brønsted. ¿Por 4.40 Utilice la siguiente reacción para definir la reacción redox, la qué las definiciones de Brønsted son más útiles para describir semirreacción, el agente oxidante y el agente reductor. las propiedades ácido-base? 4Na(s) + O2(g) ÿ 2Na2O(s) 4.27 Dé un ejemplo de un ácido monoprótico, un ácido diprótico y un ácido triprótico. 4.28 ¿Cuáles son las características de un ácido-base neutro? reacción de ización? 4.41 ¿Es posible tener una reacción en la que se produzca la oxidación y no la reducción? Explique. 4.42 ¿Cuál es el requisito para que un elemento sufra reacciones de 4.29 ¿Qué factores califican a un compuesto como sal? Especifique cuáles de los siguientes compuestos son sales: CH4, NaF, desproporción? Mencione cinco elementos comunes que probablemente participen en tales reacciones. NaOH, CaO, BaSO4, HNO3, NH3, KBr. 4.30 Identifique lo siguiente como ácido o base débil o fuerte: (a) NH3, (b) H3PO4, (c) LiOH, (d) HCOOH (ácido fórmico), (e) H2SO4, (f) HF, (g) Ba(OH)2. Problemas Problemas 4.43 Para las reacciones redox completas dadas aquí, (i) descomponga cada reacción en sus semirreacciones; (ii) identificar el agente oxidante; (iii) identificar el agente reductor. 4.31 Identifique cada una de las siguientes especies como un ácido de Brønsted, una base o ambos: (a) HI, (b) CH3COOÿ, (c) H2PO4 ÿ, (d) HSO4 ÿ. 4.32 Identifique cada una de las siguientes especies como ácido, base o ambos de Brønsted: (a) PO4 3ÿ, (b) ClO2 ÿ, (c) NH4 +, (d) HCO3 ÿ. (a) 2Sr + O2 ÿ 2SrO (b) 2Li + H2ÿ 2LiH (c) 2Cs + Br2 ÿ 2CsBr (d) 3Mg + N2ÿ Mg3N2 Machine Translated by Google Preguntas y problemas 4.44 Para las reacciones redox completas que se dan aquí, escriba las semirreacciones e identifique los agentes oxidantes y reductores. (a) 4Fe + 3O2 ÿ 2Fe2O3 163 4.56 Clasifique las siguientes reacciones redox. (a) P4 + 10Cl2 ÿ 4PCl5 (b) 2NO ÿ N2 + O2 (c) Cl2 + 2KI ÿ 2KCl + I2 (b) Cl2 + 2NaBr ÿ 2NaCl + Br2 (c) Si + 2F2 ÿ SiF4 (d) H2 + Cl2 ÿ 2HCl 4.45 Ordene las siguientes especies en orden creciente del número de oxidación del átomo de azufre: (a) H2S, (b) S8, (c) H2SO4, (d) S2ÿ, (e) HSÿ, (f) SO2, (g ) SO3. 4.46 El fósforo forma muchos oxoácidos. Indique el número de oxidación del fósforo en cada uno de los siguientes ácidos: (a) HPO3, (b) H3PO2, (c) H3PO3, (d) H3PO4, (e) H4P2O7, (f) H5P3O10. (d) 3HNO2 ÿ HNO3 + H2O + 2NO 4.57 ¿Cuáles de los siguientes son procesos redox? a) CO2 ÿ CO2ÿ 3 (b) VO3 ÿ VO2 c) SO3 ÿ SO2ÿ 4 (d) NOÿ 2 ÿ NOÿ 3 (e) Cr3 + ÿ CrO2ÿ 4 4.58 De los siguientes, ¿cuál es más probable que sea el agente oxidante más fuerte: O2, O2 +, O2 ÿ, O2 2ÿ? 4.47 Dé el número de oxidación de los átomos subrayados en las siguientes moléculas e iones: (a) ClF, (b) IF7, (c) CH4, (d) C2H2, (e) C2H4, (f) K2CrO4, (g) K2Cr2O7 , (h) KMnO4, (i) 4.5 Concentración de Soluciones NaHCO3, (j) Li2, (k) NaIO3, (l) KO2, (m) PF6 ÿ, (n) KAuCl4. Preguntas de revisión 4.59 Escriba la ecuación para calcular la molaridad. ¿Por qué la 4.48 Dé el número de oxidación de las siguientes especies: H2, Se8, P4, O, U, As4, B12. 4.49 Dé el número de oxidación de los átomos subrayados en las siguientes moléculas e iones: (a) Cs2O, (b) CaI2, (c) Al2O3, (d) H3AsO3, (e) TiO2, (f) MoO4 2ÿ, (g) PtCl4 2ÿ, (h) PtCl6 2ÿ, (i) SnF2, (j) ClF3, (k) SbF6 ÿ. 4.50 Dé el número de oxidación de los átomos subrayados en las siguientes moléculas e iones: (a) Mg3N2, (b) CsO2, (c) CaC2, (d) CO3 2ÿ, (e) C2O4 2ÿ, (f) ZnO2 2ÿ, (g) NaBH4, molaridad es una unidad de concentración conveniente en química? 4.60 Describa los pasos involucrados en la preparación de una solución de concentración molar conocida usando un matraz volumétrico. 4.61 Describa los pasos básicos involucrados en la dilución de una solución de concentración conocida. 4.62 Escriba la ecuación que nos permita calcular la concentración de una solución diluida. Da unidades para todos los términos. (h ) WO4 2ÿ. 4.51 El ácido nítrico es un agente oxidante fuerte. Indique cuál de las siguientes especies es menos probable que se produzca cuando el ácido nítrico reacciona con un agente reductor fuerte como el zinc metálico y explique por qué: N2O, NO, NO2, N2O4, N2O5, NH4 +. 4.52 ¿Cuál de los siguientes metales puede reaccionar con el agua? Problemas 4.63 Calcule la masa de KI en gramos necesaria para preparar 5,00 × 102 mL de una solución 2,80 M. 4.64 Describa cómo prepararía 250 mL de una solución de NaNO3 0.707 M. (a) Au, (b) Li, (c) Hg, (d) Ca, (e) Pt. 4.65 ¿Cuántos moles de MgCl2 hay en 60,0 mL de solución de MgCl2 4.53 Sobre la base de las consideraciones del número de oxidación, uno de los siguientes óxidos no reaccionaría con el oxígeno molecular: NO, N2O, SO2, SO3, P4O6. 0,100 M ? 4.66 ¿Cuántos gramos de KOH hay en 35,0 mL de una solución de 5,50 M ? ¿Cuál es? ¿Por qué? 4.54 Prediga el resultado de las reacciones representadas por las siguientes ecuaciones usando la serie de actividad y balancee las ecuaciones. (a) Cu(s) + HCl(aq) ÿ (b) I2(s) + NaBr(ac) ÿ (c) Mg(s) + CuSO4(aq) ÿ (d) Cl2(g) + KBr(ac) ÿ 4.55 Clasifique las siguientes reacciones redox. (a) 2H2O2 ÿ 2H2O + O2 (b) Mg + 2AgNO3 ÿ Mg(NO3)2 + 2Ag 4.67 Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones: (a) 29,0 g de etanol (C2H5OH) en 545 mL de solución, (b) 15,4 g de sacarosa (C12H22O11) en 74,0 mL de solución, (c) 9,00 g de cloruro de sodio (NaCl) en 86,4 mL de solución. 4.68 Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones: (a) 6,57 g de metanol (CH3OH) en 1,50 × 102 mL de solución, (b) 10,4 g de cloruro de calcio (CaCl2) en 2,20 × 102 mL de solución, (c ) 7,82 g de naftaleno (C10H8) en 85,2 mL de solución de benceno. 4.69 Calcule el volumen en mililitros de una solución requerida para proporcionar lo siguiente: (a) 2,14 g de cloruro de sodio de una solución 0,270 M , (b) 4,30 g de etanol de una solución c) NH4NO2 ÿ N2 + 2H2O (d) H2 + Br2 ÿ 2HBr 1,50 M , (c) 0,85 g de acético ácido (CH3COOH) de una solución 0,30 M. Machine Translated by Google 164 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas 4.70 Determine cuántos gramos de cada uno de los siguientes solutos 4.84 La concentración de sulfato en agua se puede determinar se necesitarían para preparar 2,50 × 102 mL de una solución 0,100 M : (a) yoduro de cesio (CsI), (b) ácido sulfúrico ion sulfato. Escriba la ecuación iónica neta para esta reacción. agregando una solución de cloruro de bario para precipitar el (H2SO4), (c) carbonato de sodio (Na2CO3), (d) dicromato de Al tratar una muestra de agua de 145 ml con exceso de potasio (K2Cr2O7), (e) permanganato de potasio (KMnO4). BaCl2(aq), se precipitaron 0,330 g de BaSO4. Determine la concentración de sulfato en la muestra de agua original. 4.71 ¿Qué volumen de Mg(NO3)2 0,416 M debe agregarse a 255 mL de KNO3 0,102 M para producir una solución con una concentración de iones NO3 ÿ 0,278 M ? Suponga que los volúmenes son aditivos. 4.72 El hidróxido de bario, que se usa a menudo para valorar ácidos orgánicos débiles, se obtiene como octahidrato, Ba(OH)2 · 8H2O. ¿Qué masa de Ba(OH)2 · 8H2O se requeriría para hacer 500,0 mL de una solución que es 0,1500 M en iones de hidróxido? 4.73 Describa cómo preparar 1,00 L de solución de HCl 0,646 M , comenzando con una solución de HCl 2,00 M. 4.74 Se agrega agua a 25.0 mL de KNO3 0.866 M solución hasta que el volumen de la solución sea exactamente de 500 mL. ¿Cuál es la concentración de la solución final? 4.7 Valoraciones ácido-base Preguntas de revisión 4.85 Describa los pasos básicos involucrados en una titulación ácidobase. ¿Por qué es esta técnica de gran valor práctico? 4.86 ¿Cómo funciona un indicador ácido-base? 4.87 Un estudiante realizó dos titulaciones usando una solución de NaOH de concentración desconocida en la bureta. En una titulación, pesó 0,2458 g de KHP (consulte la Sección 4.7) y los transfirió a un matraz Erlenmeyer. Luego agregó 20,00 ml de agua destilada para disolver el ácido. En la otra titulación pesó 0,2507 g de KHP pero añadió 40,00 mL de agua destilada 4.75 ¿Cómo prepararía 60,0 mL de 0,200 M HNO3 de una solución madre de HNO3 4,00 M ? 4.76 Tiene 505 ml de una solución de HCl 0,125 M y desea diluirla para disolver el ácido. Suponiendo que no haya ningún error experimental, ¿obtendría el mismo resultado para la concentración de la solución de NaOH? exactamente a 0,100 M. ¿Cuánta agua debe agregar? Suponga que los volúmenes son aditivos. 4.88 ¿El volumen de una solución de NaOH 0,10 M que se necesita para valorar 25,0 mL de una solución de HNO2 0,10 M (un 4.77 Una solución de KMnO4 1,66 M de 35,2 ml se mezcla con 16,7 ml ácido débil) sería diferente del que se necesita para valorar de una solución de KMnO4 0,892 M. Calcular la concentración de la solución final. 25,0 mL de una solución de HCl 0,10 M (un ácido fuerte)? 4.78 Una solución de nitrato de calcio 0,568 M de 46,2 ml [Ca(NO3)2] se mezcla con 80,5 ml de una solución de nitrato de calcio Problemas 1,396 M. Calcular la concentración de la solución final. 4.89 Se necesita una cantidad de 18.68 mL de una solución de KOH para neutralizar 0.4218 g de KHP. ¿Cuál es la concentración 4.6 Análisis gravimétrico Preguntas de revisión 4.79 Describa los pasos básicos involucrados en el análisis gravimétrico. ¿Cómo nos ayuda este procedimiento a determinar la identidad de un compuesto o la pureza de un compuesto si se conoce (en molaridad) de la solución de KOH? 4.90 Calcule la concentración (en molaridad) de una solución de NaOH si se necesitan 25,0 mL de la solución para neutralizar 17,4 mL de una solución de HCl 0,312 M. 4.91 Calcule el volumen en mililitros de una solución de NaOH 1.420 M que se requiere para titular las siguientes soluciones. su fórmula? 4.80 En el análisis gravimétrico de cloruros se debe utilizar agua destilada. ¿Por qué? Problemas (a) 25.00 mL de una solución de HCl 2.430 M (b) 25.00 mL de una solución de H2SO4 4.500 M (c) 25.00 mL de una solución de H3PO4 1.500 M 4.92 ¿Qué volumen de una solución de HCl 0,500 M se necesita 4.81 Si se agregan 30,0 ml de CaCl2 0,150 M a 15,0 ml de AgNO3 0,100 M , ¿cuál es la masa en gramos del precipitado de AgCl? 4.82 Una muestra de 0.6760 g de un compuesto desconocido que contiene iones de bario (Ba2+) se disuelve en agua y se trata con un exceso de Na2SO4. Si la masa del precipitado de BaSO4 formado es de 0.4105 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de Ba en el compuesto desconocido original? para neutralizar cada uno de los siguientes? (a) 10.0 mL de una solución de NaOH 0.300 M (b) 10,0 mL de una solución de Ba(OH)2 0,200 M 4.8 Valoraciones redox Preguntas de revisión 4.93 ¿Cuáles son las similitudes y diferencias entre 4.83 ¿Cuántos gramos de NaCl se requieren para precipitar la mayoría de los iones Ag+ de 2,50 × 102 ml de una solución de AgNO3 0,0113 M ? Escriba la ecuación iónica neta para la reacción. valoraciones ácido-base y valoraciones redox? 4.94 Explique por qué el permanganato de potasio (KMnO4) y el dicromato de potasio (K2Cr2O7) pueden servir como indicadores internos en las titulaciones redox. Machine Translated by Google Preguntas y problemas Problemas 4.95 El hierro (II) se puede oxidar con una solución ácida de K2Cr2O7 ción según la ecuación iónica neta 165 Una muestra de 100,0 mL de solución que contiene 1,390 g de KIO3 reacciona con 32,5 mL de Na2SO3 0,500 M. ¿Cuál es el estado de oxidación final del yodo después de que ha ocurrido la reacción? 4.102 El oxalato de calcio (CaC2O4), el componente principal de los Cr2O2ÿ 7 + 6Fe2+ + 14H+ ÿ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O Si se necesitan 26,0 mL de K2Cr2O7 0,0250 M para titular 25,0 mL de una solución que contiene Fe2+, ¿cuál es la concentración molar de Fe2+? 4.96 El SO2 presente en el aire es el principal responsable del fenómeno de la lluvia ácida. Su concentración se puede determinar titulando frente a una solución estándar de permanganato de la siguiente manera: cálculos renales, es insoluble en agua. Por esta razón, puede usarse para determinar la cantidad de iones Ca2+ en fluidos como la sangre. el calcio el oxalato aislado de la sangre se disuelve en ácido y titulado contra una solución estandarizada de KMnO4, como se muestra en el problema 4.99. En una prueba se encuentra que el oxalato de calcio aislado de un Una muestra de sangre de 10,0 ml requiere 24,2 ml de KMnO4 9,56 × 10ÿ4 M para la titulación. Calcula la cantidad de miligramos de calcio por mililitro de sangre. 5SO2 + 2MnOÿ 4 + 2H2O _ 5SO2ÿ 4 + 2Mn2+ + 4H+ Calcule la cantidad de gramos de SO2 en una muestra de aire si se requieren 7,37 ml de solución de KMnO4 0,00800 Problemas adicionales 4.103 Clasifique las siguientes reacciones de acuerdo con los tipos discutidos en el capítulo. M para la titulación. 4.97 Una muestra de mineral de hierro (que contiene solo iones Fe2+ ) que pesa 0.2792 g se disolvió en una solución ácida diluida y todo el Fe(II) se convirtió en iones Fe(III). (a) Cl2 + 2OHÿ ÿ Clÿ + ClOÿ + H2O b) Ca2+ + CO3 2ÿ + c) NH3 + H+ NH4 La solución requirió 23.30 mL de 0.0194 M K2Cr2O7 para valoración. Calcule el porcentaje en masa de hierro en el mineral. (Sugerencia: vea el problema 4.95 para ÿCaCO3 (d) 2CCl4 + CrO4 2ÿ ÿ2COCl2 + CrO2Cl2 + 2Clÿ (e) Ca + F2 ÿ CaF2 la ecuación balanceada). 4.98 La concentración de una solución de peróxido de hidrógeno se puede determinar convenientemente por titulación frente a una solución estandarizada de permanganato de potasio en un medio ácido de acuerdo con la ecuación f) 2Li + H2 ÿ 2LiH g) Ba(NO3)2 + Na2SO4 ÿ 2NaNO3 + BaSO4 (h) CuO + H2 ÿ Cu + H2O (i) Zn + 2HCl ÿ ZnCl2 + H2 2MnOÿ 4 + 5H2O2 + 6H+ ÿ j) 2FeCl2 + Cl2 ÿ 2FeCl3 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O Si se requieren 36,44 mL de una solución de KMnO4 0,01652 (k) LiOH + HNO3 ÿ LiNO3 + H2O 4.104 El oxígeno (O2) y el dióxido de carbono (CO2) son gases M para oxidar 25,00 mL de una solución de H2O2 , calcule la incoloros e inodoros. Sugiera dos pruebas químicas que le molaridad de la solución de H2O2 . permitan distinguir entre estos dos 4.99 El ácido oxálico (H2C2O4) está presente en muchas plantas y vegetales. Si se necesitan 24,0 mL de una solución de KMnO4 0,0100 M para titular 1,00 g de una muestra de H2C2O4 gases 4.105 ¿Cuál de las siguientes soluciones acuosas esperaría que sea el mejor conductor de electricidad a 25 °C? Explica tu respuesta. al punto de equivalencia, ¿cuál es el porcentaje en masa de H2C2O4 en la muestra? La ecuación iónica neta es a) NaCl 0,20 M (b) 0,60 M CH3COOH c) HCl 0,25 M 2MnOÿ 4 + 16H+ + 5C2O2ÿ 4 ÿ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O (d) 0,20 Mg (NO3)2 4.106 Una muestra de 5,00 × 102 mL de solución de HCl 2,00 M se 4.100 Una muestra de 15,0 mL de una solución de ácido oxálico requiere 25,2 mL de NaOH 0,149 M para su neutralización. Calcular el volumen de un KMnO4 de 0,122 M solución necesaria para reaccionar con una segunda muestra de 15,0 ml de la solución de ácido oxálico. (Sugerencia: el ácido oxálico es un ácido diprótico. Vea el problema 4.99 para la ecuación redox). 2ÿ 4.101 Ion yodato, IO3 ÿ, oxida SO3 La semirreacción de oxidación es 2ÿ SO3 + H2O ÿ SO4 en solución ácida. trata con 4,47 g de magnesio. Calcular la concentración de la solución ácida después de todo el metal ha reaccionado Suponga que el volumen permanece un cambió. 4.107 Se muestran dos soluciones acuosas que contienen varios iones. El volumen de cada solución es de 200 mL. (a) Calcule la masa del precipitado (en gramos) después de mezclar las soluciones. (b) ¿Cuáles son las concentraciones (en M) de los iones en la solución final? 2ÿ + 2H+ + 2eÿ Trata cada esfera como 0.100 mol. Suponga que los volúmenes son aditivos. Machine Translated by Google 166 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Se retira de la solución, se seca y se pesa. Si la masa de la tira era de 3,37 g, calcule la masa de los metales Ag y Zn presentes. Ba2+ Cl– na + 2– SO4 4.108 Se muestran dos soluciones acuosas que contienen varios iones. El volumen de cada solución es de 200 mL. (a) Calcule la masa del precipitado (en gramos) después de mezclar las soluciones. (b) ¿Cuáles son las concentraciones (en M) de los iones en la solución final? Trata cada esfera como 0.100 mol. Suponga que los volúmenes son aditivos. 4.115 Calcule la masa del precipitado que se forma cuando se mezclan 2,27 L de Ba(OH)2 0,0820 M con 3,06 L de Na2SO4 0,0664 M. 4.116 Calcule la concentración del ácido (o base) que queda en solución cuando 10.7 mL de 0.211 M Se añaden HNO3 a 16,3 ml de NaOH 0,258 M. 4.117 (a) Describa una preparación de hidróxido de magnesio [Mg(OH)2] y prediga su solubilidad. (b) La leche de magnesia contiene principalmente Mg(OH)2 y es eficaz en el tratamiento de la indigestión ácida (principalmente ácido clorhídrico). Calcule el volumen de una solución de HCl 0,035 M (una concentración típica de ácido en un malestar estomacal) necesaria para reaccionar con dos cucharadas (aproximadamente 10 mL) de leche de magnesia [a 0,080 g Mg(OH)2/mL]. 4.118 Una muestra de 1.00 g de un metal X (que se sabe que forma iones X2+ ) se agregó a 0.100 L de H2SO4 0.500 M. Después de que todo el metal había reaccionado, el ácido remanente requirió 0.0334 L de solución de NaOH 0.500 M para neutralización. Calcula la masa molar del metal e identifica el elemento. Al3+ NO-3 k+ OH- 4.119 El dióxido de carbono del aire se puede eliminar con una solución acuosa de hidróxido de metal como LiOH y Ba(OH)2. (a) Escriba ecuaciones para las reacciones. (El dióxido de carbono reacciona con el agua para formar ácido carbónico.) (b) Calcule la masa de CO2 que se puede eliminar con 5,00 × 102 mL de una solución de LiOH 0,800 M y Ba (OH)2 0,800 M. (c) ¿Qué solución elegiría para usar en una cápsula espacial y cuál para usar en un submarino? 4.109 Calcule el volumen de una solución de CuSO4 0,156 M que reaccionaría con 7,89 g de zinc. 4.110 El carbonato de sodio (Na2CO3) está disponible en forma muy pura y puede usarse para estandarizar soluciones ácidas. ¿Cuál es la molaridad de una solución de HCl si se requieren 28,3 mL de la solución para reaccionar con 0,256 g de Na2CO3? 4.111 Una muestra de 3.664 g de un ácido monoprótico se disuelve disuelto en agua. Tomó 20.27 mL de un 0.1578 M solución de NaOH para neutralizar el ácido. Calcula el masa molar del ácido. 4.112 El ácido acético (CH3COOH) es un ingrediente importante del vinagre. Una muestra de 50,0 mL de un vinagre comercial se titula frente a una solución de NaOH 1,00 M. ¿Cuál es la concentración (en M) de ácido acético presente en el vinagre si se necesitan 5.75 mL de la base para la titulación? 4.113 Una solución de 15,00 mL de nitrato de potasio (KNO3) se diluyó a 125,0 mL y luego se diluyeron 25,00 mL de esta solución a 1,000 × 103 mL. La concentración de la solución final es 0,00383 M. Calcular la concentración de la solución original. 4.114 Cuando se colocó una tira de zinc de 2.50 g en un recipiente de AgNO3 solución, metal plateado formado en la superficie de la tira. Después de que había pasado algún tiempo, la tira fue 4.120 La fórmula molecular del ácido malónico es C3H4O4. Si una solución que contiene 0,762 g del ácido requiere 12,44 ml de NaOH 1,174 M para la neutralización, ¿cuántos átomos de H ionizables hay en la molécula? 4.121 Una definición cuantitativa de solubilidad es el número máximo de gramos de un soluto que se disolverá en un volumen dado de agua a una temperatura particular. Describa un experimento que le permita determinar la solubilidad de un compuesto soluble. 4.122 Una solución de glucosa (C6H12O6) 0.513 M de 60.0 mL se mezcla con 120.0 mL de solución de glucosa 2.33 M. ¿Cuál es la concentración de la solución final? Suponga que los volúmenes son aditivos. 4.123 Un compuesto iónico X es solo ligeramente soluble en agua. ¿Qué prueba emplearía para demostrar que el compuesto se disuelve en agua hasta cierto punto? 4.124 A un estudiante se le da una incógnita que es sulfato de hierro(II) o sulfato de hierro(III). Sugiera un procedimiento químico para determinar su identidad. (Ambos compuestos de hierro son solubles en agua). 4.125 Le dan un líquido incoloro. Describa tres pruebas químicas que realizaría en el líquido para demostrar que es agua. Machine Translated by Google Machine Translated by Google 168 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas 4.143 El cloro forma varios óxidos con los siguientes números de oxidación: +1, +3, +4, +6 y +7. una muestra de 0,2041 g de NH4NO3 preparada industrialmente requirió 24,42 ml de NaOH 0,1023 M para la neutralización. Escribe una fórmula para cada uno de estos compuestos. 4.144 Una aplicación útil del ácido oxálico es la eliminación de óxido (Fe2O3) de, por ejemplo, aros de bañera según la reacción (a) Escriba una ecuación iónica neta para la reacción. (b) ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la muestra? 4.151 ¿Es la siguiente reacción una reacción redox? Fe2O3(s) + 6H2C2O4(aq) ÿ Explique. 2Fe(C2O4)3 3ÿ(ac) + 3H2O + 6H+(ac) 3O2(g) ÿ 2O3(g) Calcule la cantidad de gramos de óxido que se pueden eliminar 4.152 ¿Cuál es el número de oxidación del O en el HFO? con 5,00 × 102 mL de una solución 0,100 M de ácido oxálico. 4.153 Utilice modelos moleculares como los de las figuras 4.7 y 4.8 para representar las siguientes reacciones ácido-base. 4.145 El ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es un ácido monoprótico comúnmente conocido como “aspirina”. Sin embargo, una tableta típica de aspirina contiene solo una pequeña cantidad del ácido. En un experimento para determinar su composición, se trituró y disolvió en agua una tableta de aspirina. Se necesitaron 12,25 ml de NaOH 0,1466 M para neutralizar la solución. Calcule el número de granos de aspirina en la tableta. (Un grano = 0,0648 g.) 4.146 Una mezcla de 0.9157 g de CaBr2 y NaBr se disuelve en agua y se agrega AgNO3 a la solución para formar un precipitado de AgBr. Si la masa del precipitado es de 1,6930 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de NaBr en la mezcla original? (a) OHÿ + H3O+ ÿ 2H2O b) NH4 + + NH2 ÿ ÿ2NH3 Identifique el ácido y la base de Brønsted en cada caso. 4.154 El contenido de alcohol en una muestra de 10.0 g de sangre de un conductor requirió 4.23 mL de 0.07654 M K2Cr2O7 para valoración. ¿Debería la policía procesar al individuo por conducir ebrio? (Sugerencia: consulte el ensayo Química en acción en la Sección 4.8.) 4.155 Al reposar, un ácido nítrico concentrado se vuelve gradualmente amarillo. Explique. (Pista: el ácido nítrico se descompone lentamente. El dióxido de nitrógeno es un gas coloreado). 4.156 Describa la preparación de laboratorio para los siguientes gases: 4.147 Los haluros de hidrógeno (HF, HCl, HBr, HI) son compuestos altamente reactivos que tienen muchos usos industriales y de laboratorio. (a) En el laboratorio, HF y HCl pueden generarse haciendo reaccionar CaF2 y NaCl con ácido sulfúrico concentrado. Escriba las ecuaciones apropiadas para las reacciones. (Pista: (a) hidrógeno, (b) oxígeno, (c) dióxido de carbono, (d) nitrógeno. Indique los estados físicos de los reactivos y productos en cada caso. [Insinuación: El nitrógeno se puede obtener calentando nitrito de amonio (NH4NO2).] estas no son reacciones redox). (b) ¿Por qué no se pueden preparar de manera similar HBr y HI, es decir, haciendo reaccionar NaBr y NaI con ácido sulfúrico concentrado? (Sugerencia: H2SO4 es un agente oxidante más fuerte que el Br2 y el I2.) (c) El HBr se puede preparar haciendo reaccionar tribromuro de fósforo 4.157 Con referencia a la figura 4.18, explique por qué primero se debe disolver completamente el sólido antes de llevar la solución al volumen correcto. 4.158 ¿Se puede caracterizar la siguiente reacción de descomposición como una reacción ácido-base? Explique. (PBr3) con agua. Escribe una ecuación para esta reacción. NH4Cl(s) ÿ NH3(g) + HCl(g) 4.148 Una muestra de solución de 325 ml contiene 25,3 g de CaCl2. (a) Calcule la concentración molar de Clÿ en esta solución. (b) ¿Cuántos gramos de Clÿ hay en 0.100 L de esta solución? 4.149 El ácido fosfórico (H3PO4) es una importante sustancia química industrial utilizada en fertilizantes, detergentes y en la industria 4.159 Proporcione una explicación química para cada uno de los siguientes: (a) Cuando se agrega calcio metálico a una solución de ácido sulfúrico, se genera hidrógeno gaseoso. Después de unos minutos, la reacción se ralentiza y finalmente se detiene aunque ninguno de los reactivos se haya agotado. (b) En la serie de actividad, el aluminio está por encima del alimentaria. Se produce por dos métodos diferentes. En el hidrógeno, pero el metal parece no reaccionar frente al vapor y método del horno eléctrico, el fósforo elemental (P4) se quema al ácido clorhídrico. (c) El sodio y el potasio están por encima del en el aire para formar P4O10, que luego reacciona con agua cobre en la serie de actividad. En su explicación, discuta por qué para dar H3PO4. En el proceso húmedo, el mineral fluorapatito los iones Cu2+ en una solución de CuSO4 no se convierten en de roca de fosfato [Ca5(PO4)3F] se hace reaccionar con ácido cobre metálico al agregar estos metales. (d) Un metal M sulfúrico para dar H3PO4 (y HF y CaSO4). reacciona lentamente con vapor. No hay cambios visibles cuando Escriba ecuaciones para estos procesos y clasifique cada paso pálido. ¿Dónde deberíamos colocar M en la serie de actividades? como reacción de precipitación, ácido-base o redox. (e) Antes de que el aluminio metálico se obtuviera por electrólisis, se coloca en una solución de sulfato de hierro (II) de color verde se producía reduciendo su cloruro (AlCl3) con un metal activo. 4.150 El nitrato amónico (NH4NO3) es uno de los fertilizantes nitrogenados más importantes. Su pureza se puede analizar valorando una solución de NH4NO3 con una solución estándar de NaOH. en un experimento ¿Qué metales usaría para producir aluminio de esa manera? Machine Translated by Google 169 Preguntas y problemas 4.160 El procedimiento recomendado para preparar una solución muy diluida es no pesar una masa muy pequeña ni medir un volumen muy pequeño de una solución madre. En su lugar, se realiza mediante una serie de diluciones. Una muestra de 0.8214 g de KMnO4 se disolvió en agua y se llevó al volumen en un matraz volumétrico de 500 ml. Una muestra de 2000 mL de esta solución se transfirió a un matraz volumétrico de 1000 mL y se diluyó con agua hasta la marca. A continuación, se transfirieron 10,00 mL de la solución diluida a un matraz de 250 mL y se diluyó hasta enrase con agua. (a) 4.164 Con referencia al ensayo Química en acción de la sección 4.8, responda las siguientes preguntas: (a) Identifique los procesos Calcule la concentración (en molaridad) de la solución final. (b) de precipitación, ácido-base y redox. (b) En lugar de óxido de Calcule la masa de KMnO4 necesaria para preparar calcio, ¿por qué no simplemente agregamos hidróxido de sodio al agua de mar para precipitar el hidróxido de magnesio? (c) A directamente la solución final. veces, un mineral llamado dolomita (una mezcla de CaCO3 y 4.161 El siguiente experimento del “ciclo del cobre” se realiza en algunos MgCO3) se sustituye por piedra caliza para provocar la laboratorios de química general. La serie de reacciones precipitación del hidróxido de magnesio. ¿Cuál es la ventaja comienza con cobre y termina con cobre metálico. Los pasos de usar dolomita? son los siguientes: (1) Se deja reaccionar un trozo de alambre de cobre de masa conocida con ácido nítrico concentrado [los productos son nitrato de cobre (II), dióxido de nitrógeno y agua]. (2) El nitrato de cobre (II) se trata con una solución de hidróxido de sodio para formar un precipitado de hidróxido de 4.165 Una solución de 22,02 ml que contiene 1,615 g de Mg(NO3)2 se mezcla con una solución de 28,64 ml que contiene 1,073 g de NaOH. Calcule las concentraciones de los iones que quedan cobre (II). (3) Al calentar, el hidróxido de cobre (II) se en la solución después de que se completa la reacción. descompone para producir óxido de cobre (II). (4) El óxido de Suponga que los volúmenes son aditivos. cobre (II) se hace reaccionar con ácido sulfúrico concentrado para producir sulfato de cobre (II). (5) El sulfato de cobre (II) se trata con un exceso de zinc metálico para formar cobre metálico. (6) El zinc metálico restante se elimina mediante tratamiento con ácido clorhídrico y el cobre metálico se filtra, seca y pesa. (a) Escriba una ecuación balanceada para cada 4.166 Las pruebas químicas de cuatro metales A, B, C y D muestran los siguientes resultados. (a) Solo B y C reaccionan con HCl 0,5 M para dar gas H2 . (b) Cuando se agrega B a una solución que contiene los iones de los otros metales, se forman A, C y D metálicos. paso y clasifique las reacciones. (b) Suponiendo que un estudiante comenzó con 65,6 g de cobre, calcule el rendimiento (c) A reacciona con 6 M HNO3 pero D no. teórico en cada paso. (c) Teniendo en cuenta la naturaleza de Ordene los metales en orden creciente como agentes los pasos, comente por qué es posible recuperar la mayor reductores. Sugiera cuatro metales que se ajusten a estas parte del cobre utilizado al principio. descripciones. 4.167 El antibiótico gramicidina A puede transportar iones Na+ a una determinada célula a razón de 5.0 × 107 iones Na+ sÿ1. Calcular el tiempo en segundos para transportar suficiente Na+ 4.162 Una cantidad de 25,0 mL de una solución que contiene iones Fe2+ y Fe3+ se titula con 23,0 mL de KMnO4 0,0200 M (en ácido sulfúrico diluido). Como resultado, todos los iones Fe2+ se oxidan a iones Fe3+ . iones para aumentar su concentración en 8,0 × 10ÿ3 M en una célula cuyo volumen intracelular es de 2,0 × 10ÿ10 mL. 4.168 Se muestran dos soluciones acuosas que contienen varios iones. El volumen de cada solución es de 600 mL. (a) Escriba una ecuación iónica neta para la reacción después Luego, la solución se trata con Zn metálico para convertir de mezclar las soluciones. (b) Calcule la masa de los todos los iones Fe3+ en iones Fe2+ . Finalmente, la solución precipitados formados y las concentraciones de los iones en la que contiene solo los iones Fe2+ requiere 40.0 mL de la misma solución mixta. Trata cada esfera como 0.0500 mol. solución de KMnO4 para la oxidación a Fe3+. Calcular las concentraciones molares de Fe2+ y Fe3+ en la solución original. La ecuación iónica neta es MnO4 - + 5Fe2+ + 8H+ ÿ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O Cu2+ 2– 4.163 Use el marco de la tabla periódica proporcionado para mostrar los nombres y las posiciones de dos metales que pueden desplazar hidrógeno de (a) agua fría, (b) vapor y (c) ácido. También muestre dos metales que no puedan reaccionar ni con agua ni con ácido. SO4 Ba2+ OH- Machine Translated by Google 170 Capítulo 4 ÿ Reacciones en soluciones acuosas Interpretación, modelado y estimación 4.169 Muchas proteínas contienen iones metálicos con fines estructurales y/o o funciones redox. ¿Cuál de los siguientes metales encaja en una o ambas categorías: Ca, Cu, Fe, Mg, Mn, Ni, Zn? 4.170 La forma más rápida de introducir agentes terapéuticos en el torrente sanguíneo es mediante la administración directa en una vena [terapia intravenosa (IV)]. Un investigador clínico desea establecer una concentración inicial ción de 6 × 10ÿ4 mmol/L en el torrente sanguíneo de un hombre adulto que participa en un estudio de prueba de un nuevo fármaco. El suero farmacológico se prepara en la farmacia del hospital a una concentración de 1,2 × 10ÿ3 mol/L. ¿Qué cantidad de suero se debe introducir en por vía intravenosa para lograr la concentración sanguínea inicial deseada del fármaco? 4.171 Los suministros públicos de agua a menudo se “fluoran” mediante la adición de compuestos como NaF, H2SiF6 y Na2SiF6. Está bien establecido que el fluoruro ayuda a prevenir la caries dental; sin embargo, se debe tener cuidado de no exceder los niveles seguros ©Steve Warmowski/La imagen funciona de fluoruro, que pueden manchar o grabar el esmalte dental (fluorosis dental). Una concentración segura y eficaz de fluoruro en 4.173 El ácido muriático, un ácido clorhídrico de calidad comercial que se usa el agua potable generalmente se considera alrededor de 1 mg/L. para limpiar superficies de mampostería, normalmente tiene ¿Cuánto fluoruro consumiría una persona al beber agua fluorada alrededor de 10 por ciento de HCl en masa y tiene una densidad en 1 año? ¿Cuál sería la masa equivalente como fluoruro de sodio? Una capa de 0,5 pulgadas de cascarilla de caldera de 1,2 g/cm3 . se ha acumulado en una sección de 6.0 pies de agua caliente tubería con un diámetro interno de 2.0 in (vea el ensayo Química 4.172 El superóxido de potasio (KO2), una fuente útil de oxígeno empleada en los equipos de respiración, reacciona con el agua para formar hidróxido de potasio, peróxido de hidrógeno y oxígeno. Además, el en acción en la Sección 4.8). ¿Cuál es el volumen mínimo de ácido muriático? en galones que se necesitarían para quitar la escala de la caldera? superóxido de potasio también reacciona con el dióxido de carbono para formar carbonato de potasio y oxígeno. (a) Escriba ecuaciones 4.174 Debido a que las reacciones ácido-base y de precipitación analizadas para estas dos reacciones y comente sobre la efectividad del en este capítulo involucran especies iónicas, su progreso puede superóxido de potasio en esta aplicación. (b) Centrándose monitorearse midiendo la conductancia eléctrica de la solución. únicamente en la reacción entre KO2 y CO2, estime la cantidad de KO2 Relaciona las siguientes reacciones con los diagramas (a)–(d). La conductancia eléctrica se muestra en unidades arbitrarias. necesario para sostener a un trabajador en un ambiente contaminado durante 30 minutos. Consulte el Problema 1.71 para obtener información útil. información. (1) Se agrega una solución de KOH 1,0 M a 1,0 L de CH3COOH 1,0 M. Machine Translated by Google Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 171 (2) Se agrega una solución de NaOH 1,0 M a 1,0 L de HCl 1,0 M. (4) Se agrega una solución de NaCl 1,0 M a 1,0 L de AgNO3 1,0M . (3) Se agrega una solución de BaCl2 1,0 M a 1,0 L de K2SO4 1,0 M. (5) Se agrega una solución de CH3COOH 1,0 M a 1,0 L de NH3 1,0 M. 4 3 2 1 1.0 2.0 1.0 2.0 1.0 2.0 1.0 Volumen (L) Volumen (L) Volumen (L) Volumen (L) (a) (B) (C) (D) 2.0 Respuestas a los ejercicios de práctica 4.1 (a) Insoluble, (b) insoluble, (c) soluble. 4.2 Al3+(aq) + 3OHÿ (aq) ÿ Al(OH)3(s). 4.3 (a) Base de Brønsted, (b) Ácido de Brønsted. 4.4 Ecuación molecular: H3PO4(aq) + 3NaOH(aq) ÿ Na3PO4(aq) + 3H2O(l); ecuación iónica: H3PO4(aq) + 3Na+ (aq) + 3OHÿ(aq) ÿ 3Na+(aq) + PO4 3ÿ(aq) + 3H2O(l); ecuación iónica neta: H3PO4(aq) + 3OHÿ(aq) ÿ PO4 3ÿ (aq) + 3H2O(l). 4.5 (a) P: +3, F: –1; (b) Mn: +7, O: –2. 4.6 (a) Reacción de desplazamiento de hidrógeno, (b) reacción de combinación, (c) reacción de desproporción, (d) reacción de desplazamiento de metal. 4,7 0,452 M. 4,8 494 ml. 4.9 Diluir 34,2 mL de la solución madre a 200 mL. 4,10 92,02%. 4,11 0,3822 g. 4,12 1,27 M. 4,13 204 ml. Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 4.1.1 Más fuerte (b), más débil (c). 4.1.2 (a) electrolito fuerte, (b) electrolito fuerte, (c) no electrolito. 4.2.1 (a). 4.2.2 (a) Soluble, (b) insoluble, (c) soluble. 4.2.3 Cu2+(aq) + S2–(aq) ÿ CuS(s). 4.3.1 Ácido débil (b), ácido muy débil (c), ácido fuerte (a). 4.3.2 Ácido de Brønsted: HBr, Base de Brønsted: NH3. 4.3.3 H+(aq) + OH– (aq) ÿ H2O(l). 4.4.1 (c). 4.4.2 (a) +4, (b) +2, (c) +3. 4.5.1 0,9 millones 4.5.2 6,88 × 10–3 mol. 4.5.3 76,9 g. 4.6.1 9,47 g. 4.7.1 HCl (c), H2SO4 (d), H3PO4 (b). 4.7.2 43,0 ml. 4.8.1 No necesariamente. El punto de equivalencia se alcanzará cuando se agregue un volumen igual de agente oxidante solo si el agente reductor y el agente oxidante tienen los mismos coeficientes en la ecuación química balanceada para la reacción redox. 4.8.2 0.1264M . Machine Translated by Google Machine Translated by Google Machine Translated by Google CAPÍTULO 5 Recientemente se han detectado cantidades significativas de vapor de agua y metano en la atmósfera marciana. (La concentración aumenta de púrpura a rojo). El metano podría ser liberado por la actividad geotérmica, o podría ser producido por bacterias, alimentando la especulación de que puede haber vida en Marte. Fuente: NASA BOSQUEJO DEL CAPÍTULO 5.1 Sustancias que existen como gases 5.2 Presión de un gas 5.3 Las leyes de los gases 5.4 La ecuación de los gases ideales 5.5 Estequiometría de gases 5.6 Ley de Dalton de los parciales Presiones 5.7 La teoría cinética molecular de los gases 5.8 Desviación del comportamiento ideal gases Machine Translated by Google 5.1 Sustancias que existen como gases UNA MIRADA HACIA ADELANTE ÿ Comenzamos examinando las sustancias que existen como gases y sus propiedades generales. (5.1) ÿ Aprendemos las unidades para expresar la presión de los gases y las características de la atmósfera presión. (5.2) ÿ Luego, estudiamos la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de un gas en términos de varias leyes de los gases. Veremos que estas leyes se pueden resumir en la ecuación de los gases ideales, que se puede utilizar para calcular la densidad o la masa molar de un gas. (5.3 y 5.4) ÿ Veremos que la ecuación de los gases ideales se puede utilizar para estudiar la estequiometría que implica gases (5.5) ÿ Aprendemos que el comportamiento de una mezcla de gases puede entenderse mediante la ley de presiones parciales de Dalton, que es una extensión de la ecuación de los gases ideales. (5.6) ÿ Veremos cómo la teoría cinética molecular de los gases, que se basa en las propiedades de las moléculas individuales, se puede utilizar para describir propiedades macroscópicas como la presión y la temperatura de un gas. Aprendemos que esta teoría nos permite obtener una expresión para la velocidad de las moléculas a una temperatura determinada y comprender fenómenos como la difusión y efusión de gases. (5.7) ÿ Por último, estudiaremos la corrección por el comportamiento no ideal de los gases mediante el método de van der. Ecuación de Waals. (5.8) Bajo ciertas condiciones de presión y temperatura, la mayoría de laspor sustancias existir ensólido, cualquiera tres estados de la materia: sólido, líquido o gaseoso. El agua, ejemplo,pueden puede ser hielo aguade líquida, vapor o vapor de agua. Las propiedades físicas de una sustancia a menudo dependen de su estado. Los gases, el tema de este capítulo, son más simples que los líquidos y los sólidos en muchos sentidos. El movimiento molecular en los gases es totalmente aleatorio y las fuerzas de atracción entre las moléculas de gas son tan pequeñas que cada molécula se mueve libremente y esencialmente independientemente de otras moléculas. Sometido a cambios de temperatura y presión, es más fácil predecir el comportamiento de los gases. Las leyes que gobiernan este comportamiento han jugado un papel importante en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases. 5.1 Sustancias que existen como gases Vivimos en el fondo de un océano de aire cuya composición por volumen es aproximadamente 78 por ciento de N2, 21 por ciento de O2 y 1 por ciento de otros gases, incluido el CO2. Hoy en día, la química de esta vital mezcla de gases se ha convertido en una fuente de gran interés debido a los efectos perjudiciales de la contaminación ambiental. La química de la atmósfera y los gases contaminantes se analiza en el Capítulo 20. Aquí nos centraremos en general en el comportamiento de las sustancias que existen como gases en condiciones atmosféricas normales, que se definen como 25 °C y 1 atmósfera (atm) de presión. La figura 5.1 muestra los elementos que son gases en condiciones atmosféricas normales. Tenga en cuenta que el hidrógeno, el nitrógeno, el oxígeno, el flúor y el cloro existen como moléculas diatómicas gaseosas: H2, N2, O2, F2 y Cl2. Un alótropo del oxígeno, el ozono (O3), también es un gas a temperatura ambiente. Todos los elementos del Grupo 8A, los gases nobles, son gases monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Los compuestos iónicos no existen como gases a 25 °C y 1 atm, porque los cationes y los iones an en un sólido iónico se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes, es decir, fuerzas entre cargas positivas y negativas. Para vencer estas atracciones debemos aplicar una gran cantidad de energía, lo que en la práctica significa calentar fuertemente el sólido. En condiciones normales, todo lo que podemos hacer es derretir el sólido; por ejemplo, el NaCl se funde a la temperatura bastante alta de 801°C. Para hervirlo, tendríamos que subir la temperatura muy por encima de los 1000°C. 175 Machine Translated by Google 176 Capítulo 5 ÿ Gases 1A 8A H Él 2A 3A 4A 5A 6A 7A En el Ser B C Sobre magnesio Al Y 3B A Ese Rb señor cs Licenciado en Letras Carolina del Sur 7B 4B 5B 6B V Ustedes Y Zr La H.f. Nótese bien Ejército de reserva 8B 1B 2B NOF ne PAGS S ClAr kr cr Minnesota Fe Qué Ni Con zinc Georgia Dar Como Se hermano Mes tc ru Rh PD Agricultura CD En sn Sb En I Carro EN Re Ustedes ir por En Hg TL Pb Con un Correos En Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Figura 5.1 Elementos que existen como gases a 25°C y 1 atm. Los gases nobles (los elementos del Grupo 8A) son especies monoatómicas; los otros elementos existen como moléculas diatómicas. El ozono (O3) también es un gas. Aunque "gas" y "vapor" a menudo se usan indistintamente, existe una diferencia. Un gas es una sustancia que normalmente se encuentra en estado gaseoso a temperaturas y presiones ordinarias; un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que sea líquida o sólida a temperaturas y presiones normales. Así, a 25°C y 1 atm de presión, hablamos de vapor de agua y oxígeno gaseoso El comportamiento de los compuestos moleculares es más variado. Algunos, por ejemplo, CO, CO2, HCl, NH3 y CH4 (metano), son gases, pero la mayoría de los compuestos moleculares son líquidos o sólidos a temperatura ambiente. Sin embargo, al calentarlos se convierten en gases mucho más fácilmente que los compuestos iónicos. En otras palabras, los compuestos moleculares suelen hervir a temperaturas mucho más bajas que los compuestos iónicos. No existe una regla sencilla que nos ayude a determinar si un determinado compuesto molecular es un gas en condiciones atmosféricas normales. Para hacer tal determinación necesitamos entender la naturaleza y magnitud de las fuerzas atractivas entre las moléculas, llamadas fuerzas intermoleculares (discutidas en el Capítulo 11). En general, cuanto más fuertes son estas atracciones, menos probable es que un compuesto pueda existir como gas a temperaturas ordinarias. De los gases enumerados en la Tabla 5.1, solo el O2 es esencial para nuestra supervivencia. El sulfuro de hidrógeno (H2S) y el cianuro de hidrógeno (HCN) son venenos mortales. Varios otros, como Tabla 5.1 Algunas sustancias encontradas como gases a 1 atm y 25 °C Elementos H2 (hidrógeno molecular) N2 (nitrógeno molecular) O2 (oxígeno molecular) O3 (ozono) F2 (fluor molecular) Cl2 (cloro molecular) el (helio) no (neón) Ar (argón) Kr (criptón) Vehículo (xenón) Rn (radón) Compuestos HF (fluoruro de hidrógeno) HCl (cloruro de hidrógeno) HBr (bromuro de hidrógeno) HI (yoduro de hidrógeno) CO (monóxido de carbono) CO2 (dióxido de carbono) CH4 (metano) C2H2 (acetileno) NH3 (amoníaco) NO (óxido nítrico) NO2 (dióxido de nitrógeno) N2O (óxido nitroso) SO2 (dióxido de azufre) SF6 (hexafluoruro de azufre) H2S (sulfuro de hidrógeno) HCN (cianuro de hidrógeno)* *El punto de ebullición del HCN es de 26°C, pero está lo suficientemente cerca para calificar como gas en condiciones atmosféricas ordinarias. Machine Translated by Google 5.2 Presión de un gas 177 CO, NO2, O3 y SO2 son algo menos tóxicos. Los gases He, Ne y Ar son químicamente inertes; es decir, no reaccionan con ninguna otra sustancia. La mayoría de los gases son incoloros. Las excepciones son F2, Cl2 y NO2. El color marrón oscuro del NO2 a veces es visible en el aire contaminado. Todos los gases tienen las siguientes características físicas: ÿ Los gases asumen el volumen y la forma de sus recipientes. ÿ Los gases son los más comprimibles de los estados de la materia. ÿ Los gases se mezclarán uniforme y completamente cuando estén confinados en el mismo recipiente. ÿ Los gases tienen densidades mucho más bajas que los líquidos y los sólidos. 5.2 Presión de un gas Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie o recipiente con el que entran en contacto, debido a que las partículas de gas están en constante movimiento. Los seres humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan gas NO2 . ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp bien a la presión del aire que nos rodea que normalmente no somos conscientes de ello, tal vez como los peces no son conscientes de la presión del agua sobre ellos. Es fácil demostrar la presión atmosférica. Un ejemplo cotidiano es la capacidad de beber un líquido a través de una pajita. Succionar el aire de la pajilla reduce la presión dentro de la pajilla. La mayor presión atmosférica sobre el líquido lo empuja hacia la pajilla para reemplazar el aire que ha sido succionado. Unidades SI de Presión La presión es una de las propiedades más fáciles de medir de un gas. Para entender cómo medimos la presión de un gas, es útil saber cómo se derivan las unidades de medida. Empezamos con la velocidad y la aceleración. La velocidad se define como el cambio en la distancia con el tiempo transcurrido; es decir, distancia recorrida velocidad = tiempo transcurrido La unidad SI para la velocidad es m/s, aunque también usamos cm/s. La aceleración es el cambio en la velocidad con el tiempo, o aceleración = cambio de velocidad tiempo transcurrido La aceleración se mide en m/s2 (o cm/s2 ). La segunda ley del movimiento, formulada por Sir Isaac Newton† a fines del siglo XVII, define otra fuerza, de la cual se derivan las unidades de presión. Según esta ley, fuerza = masa × aceleración En este contexto, la unidad SI de fuerza es el newton (N), donde 1 N es aproximadamente equivalente a la fuerza ejercida por la gravedad de la Tierra sobre una manzana. 1 N = 1 kg m/s2 Finalmente, definimos la presión como la fuerza aplicada por unidad de área. fuerza presión = † área Sir Isaac Newton (1642-1726). Matemático, físico y astrónomo inglés. Newton es considerado por muchos como uno de los dos físicos más grandes que el mundo ha conocido (el otro es Albert Einstein). Difícilmente hubo una rama de la física a la que Newton no hiciera una contribución significativa. Su libro Principios, publicado en 1687, marca un hito en la historia de la ciencia. Machine Translated by Google 178 Capítulo 5 ÿ Gases La unidad SI de presión es el pascal (Pa),‡ definido como un newton por metro cuadrado. 1Pa = 1N/m2 Presión atmosférica Los átomos y las moléculas de los gases de la atmósfera, como los de cualquier otra materia, están sujetos a la atracción gravitacional de la Tierra. Como consecuencia, la atmósfera es mucho más densa cerca de la superficie de la Tierra que en altitudes elevadas. (El aire fuera de la cabina columna de aire presurizada de un avión a 9 km es demasiado delgado para respirar). De hecho, la densidad del aire disminuye muy rápidamente a medida que aumenta la distancia desde la Tierra. Las mediciones muestran que alrededor del 50 por ciento de la atmósfera se encuentra dentro de los 6,4 km de la superficie de la Tierra, el 90 por ciento dentro de los 16 km y el 99 por ciento dentro de los 32 km. No en vano, cuanto más denso es el aire, mayor es la presión que ejerce. La fuerza experimentada por cualquier área expuesta a la atmósfera terrestre es igual al peso de la columna de aire sobre ella. La presión atmosférica es la presión ejercida por la atmósfera terrestre (Figura 5.2). El valor real de la Figura 5.2 Columna de aire que se extiende desde el nivel del mar hasta la atmósfera superior. 76cm Atmosférico presión presión atmosférica depende de la ubicación, la temperatura y las condiciones climáticas. ¿Actúa la presión atmosférica sólo hacia abajo, como podría deducirse de su definición? Imagina lo que sucedería, entonces, si tuvieras que sostener un trozo de papel apretado (con ambas manos) sobre tu cabeza. Es posible que espere que el papel se doble debido a la presión del aire que actúa sobre él, pero esto no sucede. La razón es que el aire, como el agua, es un fluido. La presión ejercida sobre un objeto en un fluido proviene de todas las direcciones: hacia abajo y hacia arriba, así como desde la izquierda y desde la derecha. A nivel molecular, la presión del aire resulta de las colisiones entre las moléculas de aire y cualquier superficie con la que entren en contacto. La magnitud de la presión depende de la frecuencia y la fuerza con que las moléculas impactan la superficie. Resulta que hay tantas moléculas golpeando el papel desde arriba como desde abajo, por lo que el papel permanece plano. ¿Cómo se mide la presión atmosférica? El barómetro es probablemente el instrumento más familiar para medir la presión atmosférica. Un barómetro simple consta de un tubo largo de vidrio, cerrado por un extremo y lleno de mercurio. Si el tubo se invierte con cuidado en un plato de mercurio para que no entre aire en el tubo, parte del mercurio fluirá fuera del tubo hacia el plato, creando un vacío en la parte superior (Figura 5.3). El peso del mercurio que queda en el tubo es soportado por la presión atmosférica que actúa sobre la superficie del mercurio en el plato. La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio de exactamente 760 mm (o 76 cm) de altura a 0°C al nivel del mar. En otras palabras, la atmósfera estándar equivale a una presión de 760 mmHg, donde mmHg representa la presión que ejerce una columna de mercurio de 1 mm de altura. La unidad mmHg también se llama torr, en honor al científico italiano Evangelista Torricelli,† quien inventó el barómetro. Por lo tanto, 1 torr = 1 mmHg y 1 atm = 760 mmHg (exactamente) Figura 5.3 Un barómetro para medir la presión atmosférica. Por encima del mercurio en el tubo hay un vacío. La columna de mercurio está sostenida por la atmósfera. La relación entre atmósferas y pascales (ver Apéndice 1) es presión. y porque 1000 Pa = 1 kPa (kilopascal) 1 atm = 101.325 Pa = 1,01325 × 105 Pa 1 atm = 1,01325 × 102 kPa Los ejemplos 5.1 y 5.2 muestran la conversión de mmHg a atm y kPa. ‡ Blaise Pascal (1623-1662). Matemático y físico francés. El trabajo de Pascal abarcó ampliamente las matemáticas y la física, pero su especialidad estaba en el área de la hidrodinámica (el estudio del movimiento de los fluidos). También inventó una máquina calculadora. † Evangelista Torricelli (1608-1674). matemático italiano. Torricelli fue supuestamente la primera persona en reconocer la existencia de la presión atmosférica. Machine Translated by Google 5.2 Presión de un gas Ejemplo 5.1 La presión fuera de un avión a reacción que vuela a gran altura cae considerablemente por debajo de la presión atmosférica estándar. Por lo tanto, el aire dentro de la cabina debe estar presurizado para proteger a los pasajeros. ¿Cuál es la presión en atmósferas en la cabina si la lectura del barómetro es de 688 mmHg? Estrategia Debido a que 1 atm = 760 mmHg, se necesita el siguiente factor de conversión para obtener la presión en atmósferas: 1 atm 760 mmHg Solución La presión en la cabina está dada por 1 atm presión = 688 mmHg × 760 mmHg = 0,905 atm Ejercicio de práctica Convierta 749 mmHg a atmósferas. Problema similar: 5.13. Ejemplo 5.2 El huracán Sandy (“supertormenta Sandy”) fue uno de los huracanes más destructivos de los últimos años y afectó al Caribe, Cuba, las Bahamas y 24 estados a lo largo de la costa este de los EE. UU. La presión más baja registrada para el huracán Sandy fue de 705 mmHg. ¿Cuál fue la presión en kPa? Estrategia Aquí se nos pide convertir mmHg a kPa. Porque 1 atm = 1,01325 × 105 Pa = 760 mmHg el factor de conversión que necesitamos es 1,01325 × 105 Pa 760 mmHg Solución La presión en kPa es 1,01325 × 105 Pa presión = 705 mmHg × 760 mmHg = 9,40 × 104 Pa = 94,0 kPa Ejercicio de práctica Convierte 295 mmHg a kilopascales. Problema similar: 5.14. Un manómetro es un dispositivo que se utiliza para medir la presión de gases distintos de la atmósfera. El principio de funcionamiento de un manómetro es similar al de un barómetro. Hay dos tipos de manómetros, que se muestran en la Figura 5.4. El manómetro de tubo cerrado normalmente se usa para medir presiones por debajo de la presión atmosférica [Figura 5.4(a)], mientras que el manómetro de tubo abierto es más adecuado para medir presiones iguales o mayores que la presión atmosférica [Figura 5.4(b)]. Casi todos los barómetros y muchos manómetros utilizan mercurio como fluido de trabajo, a pesar de que es una sustancia tóxica con un vapor nocivo. La razón es que el mercurio tiene una densidad muy alta (13,6 g/ml) en comparación con la mayoría de los demás líquidos. Porque el 179 Machine Translated by Google 180 Capítulo 5 ÿ Gases Figura 5.4 Dos tipos de manómetros utilizados para medir presiones de gas. (a) La presión del gas puede ser menor o mayor que la presión atmosférica. (b) La presión del gas es mayor que la presión atmosférica. Aspiradora h h Gas Gas Mercurio Pgas = Ph Pgas = Ph + Patm (a) (B) la altura del líquido en una columna es inversamente proporcional a la densidad del líquido, esta propiedad permite la construcción de barómetros y manómetros manejablemente pequeños. Revisión de conceptos y hechos 5.2.1 Exprese 1184 torr en unidades de mmHg, atm y kPa. 5.2.2 Clasifique las siguientes presiones de menor a mayor: (a) 736 mmHg, (b) 0,928 atm, (c) 728 torr, (d) 1,12 × 105 Pa. 5.2.3 ¿Sería más fácil beber agua con una pajilla encima o al pie del monte. ¿Everest? 5.3 Las leyes de los gases Las leyes de los gases que estudiaremos en este capítulo son el producto de innumerables experimentos sobre las propiedades físicas de los gases que se llevaron a cabo durante varios siglos. Cada una de estas generalizaciones sobre el comportamiento macroscópico de las sustancias gaseosas representa un hito en la historia de la ciencia. Juntos han jugado un papel importante en el desarrollo de muchas ideas en química. La relación presión-volumen: Ley de Boyle Video Las leyes de los gases En el siglo XVII, Robert Boyle† estudió el comportamiento de los gases de forma sistemática y cuantitativa. En una serie de estudios, Boyle investigó la relación presión-volumen de una muestra de gas. Los datos típicos recopilados por Boyle se muestran en la Tabla 5.2. Tenga en cuenta que a medida que aumenta la presión (P) a temperatura constante, el volumen (V) ocupado por una cantidad dada de gas disminuye. Compare el primer punto de datos con una presión de 724 mmHg y un volumen de 1,50 (en unidades arbitrarias) con el último punto de datos con una presión de 2250 mmHg y un volumen de 0,58. Claramente, existe una relación inversa entre la presión y el volumen de un gas a temperatura constante. A medida que aumenta la presión, el volumen ocupado por el gas disminuye. Por el contrario, si se reduce la presión aplicada, aumenta el volumen que ocupa el gas. Esta relación ahora se conoce como la ley de Boyle, que establece que la presión de una cantidad fija de gas a una temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. † Roberto Boyle (1627-1691). Químico y filósofo natural británico. Aunque a Boyle se le suele asociar con la ley de los gases que lleva su nombre, hizo muchas otras contribuciones significativas a la química y la física. A pesar de que Boyle a menudo estaba en desacuerdo con los científicos de su generación, su libro The Skeptical Chymist (1661) influyó en generaciones de químicos. Machine Translated by Google 181 5.3 Las leyes de los gases Tabla 5.2 Relación típica de presión-volumen obtenida por Boyle P (mmHg) 724 869 951 998 1230 1893 V (unidades arbitrarias) 1,50 1,33 1.22 1.18 0,94 0,61 0.58 1,09 × 103 1,16 × 103 1,16 × 103 1.18 × 103 1,2 × 103 1,2 × 103 1,3 × 103 fotovoltaica El aparato usado por Boyle en este experimento era muy simple (Figura 5.5). En la figura 5.5(a), la presión ejercida sobre el gas es igual a la presión atmosférica y el volumen del gas es de 2250 La presión aplicada a un gas es igual a la presión del gas. 100 mL. (Observe que el tubo está abierto en la parte superior y, por lo tanto, está expuesto a la presión atmosférica). En la figura 5.5(b), se agregó más mercurio para duplicar la presión sobre el gas, y el volumen del gas se reduce a 50 mL. Triplicar la presión sobre el gas disminuye su volumen a un tercio del valor original [Figura 5.5(c)]. Podemos escribir una expresión matemática que muestre la relación inversa entre presión y volumen: 1 PAG ÿ V donde el símbolo ÿ significa proporcional a. Podemos cambiar ÿ a un signo igual y escribir 1 PAG = k1 × (5.1a) V donde k1 es una constante llamada constante de proporcionalidad. La ecuación (5.1a) es la expresión matemática de la ley de Boyle. Podemos reordenar la Ecuación (5.1a) y obtener (5.1b) VA = k1 Esta forma de la ley de Boyle dice que el producto de la presión y el volumen de un gas a temperatura constante y la cantidad de gas es una constante. El diagrama superior de la figura 5.6 es una representación esquemática de la ley de Boyle. La cantidad n es el número de moles del gas y R es una constante, que se definirá en la Sección 5.4. Veremos allí que la constante de proporcionalidad k1 en la Ecuación (5.1) es igual a nRT. 1520 mmHg Gas 760 mmHg 33 ml 50ml 100 ml Hg (a) (B) (C) Figura 5.5 Aparato para estudiar la relación entre presión y volumen de un gas. (a) Los niveles de mercurio son iguales y la presión del gas es igual a la presión atmosférica (760 mmHg). El volumen de gas es de 100 mL. (b) Duplicar la presión agregando más mercurio reduce el volumen de gas a 50 ml. (c) Al triplicar la presión, el volumen de gas disminuye a un tercio del valor original. La temperatura y la cantidad de gas se mantienen constantes. Machine Translated by Google 182 Capítulo 5 ÿ Gases Aumentar o disminuir el volumen de un gas. a una temperatura constante PAGS PAGS El volumen disminuye PAGS Ley de Boyle Aumentos de volumen (La presión disminuye) (La presión aumenta) Ley de Boyle 1 P =(nRT) nRT esVconstante Calentar o enfriar un gas a presión constante PAGS PAGS PAGS Baja temperatura Temperatura más alta (El volumen disminuye) (Aumenta el volumen) Ley de Carlos nR V=()T nR es constante Ley de Carlos PAGS PAGS Calentar o enfriar un gas a volumen constante PAGS PAGS PAGS Baja temperatura Temperatura más alta (La presión disminuye) (La presión aumenta) Ley de Carlos nR PAG =( )VT nR es constante V Dependencia del volumen de la cantidad de gas a temperatura y presión constantes PAGS PAGS PAGS Cilindro de gas Agregar moléculas de gas Quitar gasolina (El volumen disminuye) (Aumenta el volumen) Válvula Ley de Avogadro RT V =( ) norte RT PAGS PAGS es constante Figura 5.6 Ilustraciones esquemáticas de la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Avogadro. El concepto de que una cantidad es proporcional a otra y el uso de una constante de proporcionalidad se puede aclarar mediante la siguiente analogía. El ingreso diario de una sala de cine depende tanto del precio de las entradas (en dólares por entrada) como del número de entradas vendidas. Suponiendo que el teatro cobra un precio por todas las entradas, escribimos ingreso = (dólar/boleto) × número de boletos vendidos Machine Translated by Google 5.3 Las leyes de los gases PAGS 183 Figura 5.7 Gráficos que muestran la variación del volumen de un gas con la presión ejercida sobre el gas, a temperatura constante. (a) P contra V. Tenga en cuenta que el volumen del gas se duplica cuando la presión se reduce a la mitad. (b) P frente a 1/V. La pendiente de la línea es igual a k1. PAGS 0,6 atm 0,3 atm 2L 4L V 1 –– (a) (B) V Debido a que la cantidad de boletos vendidos varía de un día a otro, se dice que los ingresos de un día dado son proporcionales a la cantidad de boletos vendidos; es decir ingresos ÿ número de boletos vendidos = C × número de boletos vendidos donde C, la constante de proporcionalidad, es el precio por boleto. La figura 5.7 muestra dos formas convencionales de expresar gráficamente los hallazgos de Boyle. La figura 5.7(a) es una gráfica de la ecuación PV = k1; La figura 5.7(b) es una gráfica de la ecuación equivalente P = k1 × 1/ V. Tenga en cuenta que la última es una ecuación lineal de la forma y = mx + b, donde b = 0 y m = k1. Aunque los valores individuales de presión y volumen pueden variar mucho para una muestra dada de gas, mientras la temperatura se mantenga constante y la cantidad de gas no cambie, P por V siempre es igual a la misma constante. Por lo tanto, para una muestra dada de gas bajo dos conjuntos diferentes de condiciones a temperatura constante, tenemos P1V1 = k1 = P2V2 o P1V1 = P2V2 (5.2) donde V1 y V2 son los volúmenes a las presiones P1 y P2, respectivamente. La relación temperatura-volumen: Ley de Charles y Gay-Lussac La ley de Boyle depende de que la temperatura del sistema permanezca constante. Pero supongamos que la temperatura cambia: ¿Cómo afecta un cambio de temperatura el volumen y la presión de un gas? Veamos primero el efecto de la temperatura sobre el volumen de un gas. Los primeros investigadores de esta relación fueron los científicos franceses Jacques Charles† y Joseph Gay-Lussac.‡ Sus estudios demostraron que, a presión constante, el volumen de una muestra de gas aumenta cuando se calienta y disminuye cuando se enfría (Figura 5.8). Las relaciones cuantitativas involucradas en los cambios en la temperatura y el volumen del gas resultan ser notablemente consistentes. Por ejemplo, observamos un Capilar tubería fenómeno interesante cuando estudiamos la relación temperatura-volumen a varias presiones. A cualquier presión dada, la gráfica de volumen versus temperatura produce una línea recta. Al extender la línea al Mercurio volumen cero, encontramos que la intersección en el eje de la temperatura es ÿ273.15°C. A cualquier otra presión, obtenemos una línea recta diferente para la gráfica de volumen-temperatura, pero obtenemos la Gas misma intersección de temperatura de volumen cero a ÿ273.15°C (Figura 5.9). (En la práctica, podemos medir el volumen de un gas solo en un rango de temperatura limitado, porque todos los gases se condensan a bajas temperaturas para formar líquidos). † Jacques Alexandre César Charles (1746–1823). físico francés. Fue un conferencista talentoso, un inventor de aparatos científicos y la primera persona en usar hidrógeno para inflar globos. ‡ Joseph Louis Gay-Lussac (1778–1850). Químico y físico francés. Al igual que Charles, Gay-Lussac era un entusiasta de los globos. Una vez ascendió a una altitud de 20.000 pies para recolectar muestras de aire para su análisis. Bajo temperatura Alto temperatura Figura 5.8 Variación del volumen de una muestra de gas con la temperatura, a presión constante. La presión ejercida sobre el gas es la suma de la presión atmosférica y la presión debida al peso del mercurio. Machine Translated by Google 184 Capítulo 5 ÿ Gases Figura 5.9 Variación del volumen de una muestra de gas con la temperatura, a presión constante. Cada línea representa la variación a una determinada presión. Las presiones aumentan de P1 a P4. Todos los gases finalmente se condensan (se vuelven líquidos) si se enfrían a temperaturas suficientemente bajas; las partes sólidas de las líneas representan la región de temperatura por encima del punto de condensación. Cuando estas líneas se extrapolan o extienden (las partes punteadas), todas se cruzan en el punto que representa el volumen cero y una temperatura de ÿ273,15 °C. 50 P1 40 P2 30 P3 20 –273,15°C P4 10 0 –300 –200 –100 0 100 200 300 400 t (°C) En 1848, Lord Kelvin† se dio cuenta de la importancia de este fenómeno. Identificó ÿ273,15°C como el cero absoluto, teóricamente la temperatura más baja alcanzable. Luego estableció una escala de temperatura absoluta, ahora llamada escala de temperatura Kelvin, con el cero absoluto como punto de partida (ver Sección 1.7). En la escala Kelvin, un kelvin (K) es igual en magnitud a un grado Celsius. La única diferencia entre la escala de temperatura absoluta y la escala Celsius es que la posición cero está desplazada. Los puntos importantes en las dos escalas coinciden de la siguiente manera: Escala Kelvin Escala Celsius 0K ÿ273,15°C Cero absoluto Punto de congelación del agua 273,15 mil 0°C punto de ebullición del agua 373,15 mil 100°C En condiciones experimentales especiales, La conversión entre °C y K se da en la Sección 1.7. En la mayoría de los cálculos usaremos 273 en los científicos han logrado aproximarse al cero absoluto en una pequeña fracción de lugar de 273,15 como el término que relaciona K y °C. Por convención, usamos T para indicar la un kelvin temperatura absoluta (kelvin) y t para indicar la temperatura en la escala Celsius. La dependencia del volumen de un gas con la temperatura viene dada por VÿT V = k2T V o Recuerde que la temperatura debe estar en kelvins en los cálculos de la ley de los gases. T (5.3) = k2 donde k2 es la constante de proporcionalidad. La ecuación (5.3) se conoce como ley de Charles y Gay Lussac, o simplemente ley de Charles, que establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. La ley de Charles también se ilustra en la figura 5.6. Vemos que la constante de proporcionalidad k2 en la Ecuación (5.3) es igual a nR/P. Al igual que hicimos con las relaciones presión-volumen a temperatura constante, podemos comparar dos conjuntos de condiciones volumen-temperatura para una muestra dada de gas a presión constante. De la Ecuación (5.3) podemos escribir V1 T1 o V2 = k2 = V1 T1 = T2 V2 T2 (5.4) donde V1 y V2 son los volúmenes del gas a las temperaturas T1 y T2 (ambas en kelvin), respectivamente. † William Thomson, Lord Kelvin (1824-1907). Matemático y físico escocés. Kelvin hizo un trabajo importante en muchas ramas de la física. Machine Translated by Google 5.3 Las leyes de los gases Otra forma de la ley de Charles muestra que a una cantidad constante de gas y volumen, el la presión de un gas es proporcional a la temperatura; es decir PAG ÿ T P = k3T PAGS o T (5.5) = k3 De la Figura 5.6 vemos que k3 = nR /V. Partiendo de la Ecuación (5.5), tenemos P1 P2 = k3 = T1 P1 o T1 = T2 P2 (5.6) T2 donde P1 y P2 son las presiones del gas a las temperaturas T1 y T2, respectivamente. La relación volumen-cantidad: Ley de Avogadro El trabajo del científico italiano Amedeo Avogadro complementó los estudios de Boyle, Charles y Gay-Lussac. En 1811 publicó una hipótesis que afirmaba que a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico). De ello se deduce que el volumen de cualquier gas dado debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes; es decir, V ÿ norte (5.7) V = k4n donde n representa el número de moles y k4 es la constante de proporcionalidad. La ecuación (5.7) es la expresión matemática de la ley de Avogadro, que establece que a presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. De la Figura 5.6 vemos que k4 = RT/P. De acuerdo con la ley de Avogadro, vemos que cuando dos gases reaccionan entre sí, sus volúmenes de reacción tienen una relación simple entre sí. Si el producto es un gas, su volumen está relacionado con el volumen de los reactivos por una razón simple (hecho demostrado anteriormente por Gay-Lussac). Por ejemplo, considere la síntesis de amoníaco a partir de hidrógeno molecular y nitrógeno molecular: 3H2(g) + N2(g) ÿ 2NH3(g) 3 moles 1 mol 2 moles Porque, a la misma temperatura y presión, los volúmenes de gases son directamente proporcional al número de moles de los gases presentes, ahora podemos escribir 3H2(g) + N2(g) ÿ 2NH3(g) 3 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes La relación de volumen de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es 3:1, y la de amoníaco (el producto) a la suma de los volúmenes de hidrógeno molecular y nitrógeno molecular (los reactivos) es 2:4 o 1:2 (Figura 5.10) . El nombre de Avogadro apareció por primera vez en la Sección 3.2. 185 Machine Translated by Google 186 Capítulo 5 ÿ Gases Figura 5.10 Relación de volumen de gases en una reacción química. La relación de los volúmenes de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es 3:1, y la de amoníaco (el producto) a hidrógeno molecular y nitrógeno molecular combinados (los reactivos) es 2:4, o 1:2. + 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) 3 moléculas + 1 molécula 2 moléculas + 1 mol 2 moles + 1 volumen 2 volúmenes 3 moles 3 volúmenes En la Sección 5.4 se presentan ejemplos resueltos que ilustran las leyes de los gases. Revisión de conceptos y hechos 5.3.1 Un gas ocupa un volumen de 2,50 L a 375 mmHg. ¿Cuál es el volumen del gas si la presión aumenta a 725 mmHg a temperatura constante? 5.3.2 Compare los cambios de volumen cuando la temperatura de un gas aumenta a presión constante de (a) 200 K a 400 K, (b) 200 °C a 400 °C. 5.3.3 ¿Qué volumen de ClF3 se producirá cuando 75,0 mL de F2 reaccionen con 25,0 mL de Cl2 de acuerdo con la siguiente ecuación balanceada? Cl2(g) + 3F2(g) ÿ 2ClF3(g) Suponga que la presión y la temperatura se mantienen constantes. 5.4 La ecuación de los gases ideales Resumamos las leyes de los gases que hemos discutido hasta ahora: 1 (a n y T constantes ) Ley de Boyle: V ÿ PAGS Ley de Charles: V ÿ T (a n y P constantes ) (a P y T constantes ) Ley de Avogadro: V ÿ n Podemos combinar las tres expresiones para formar una sola ecuación maestra para el comportamiento de los gases: p.ej Vÿ PAGS p.ej V=R PAGS o Tenga en cuenta que la ecuación de los gases ideales, a diferencia de las leyes de los gases VP = nRT (5.8) donde R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases. La ecuación (5.8), que analizadas en la Sección 5.3, se aplica a sistemas se denomina ecuación de los gases ideales, describe la relación entre las cuatro variables P, V, T y n. que no experimentan cambios en la presión, el Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento presión-volumen-temperatura puede explicarse volumen, la temperatura y la cantidad de un gas. completamente mediante la ecuación del gas ideal. Las moléculas de un gas ideal no se atraen ni se repelen entre sí y su volumen es insignificante en comparación con el volumen del recipiente. Aunque en la naturaleza no existe tal cosa como un gas ideal, la aproximación del gas ideal funciona bastante bien para la mayoría de los rangos razonables de temperatura y presión. Por lo tanto, podemos usar con seguridad la ecuación de los gases ideales para resolver muchos problemas de gases. Antes de que podamos aplicar la ecuación del gas ideal a un sistema real, debemos evaluar la constante del gas R. A 0 °C (273,15 K) y 1 atm de presión, muchos gases reales se comportan como un gas ideal. Los experimentos muestran que en estas condiciones, 1 mol de un gas ideal ocupa Machine Translated by Google 5.4 La ecuación de los gases ideales 187 Figura 5.11 Una comparación del volumen molar en STP (que es de aproximadamente 22,4 L) con una pelota de baloncesto. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp 22.414 L, que es algo mayor que el volumen de una pelota de baloncesto, como se muestra en la figura 5.11. Las condiciones de 0 °C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar, a menudo abreviadas STP. De la Ecuación (5.8) podemos escribir fotovoltaica La constante de los gases se puede expresar en diferentes R= unidades (ver Apéndice 1). p.ej = (1 atm)(22.414 L) (1 mol) (273,15 K) L · atm = 0,082057 K · mol = 0.082057 L · atmÿK · mol Los puntos entre L y atm y entre K y mol nos recuerdan que tanto L como atm están en el numerador y tanto K Punto caliente para estudiantes como mol están en el denominador. Para la mayoría de los cálculos, redondearemos el valor de R a tres cifras Los datos del estudiante indican que usted puede significativas (0,0821 L · atm/K · mol) y usaremos 22,41 L para el volumen molar de un gas en STP. lucha con la ley de los gases ideales. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. El ejemplo 5.3 muestra que si conocemos la cantidad, el volumen y la temperatura de un gas, podemos calcular su presión usando la ecuación del gas ideal. A menos que se indique lo contrario, suponemos que las temperaturas dadas en °C en los cálculos son exactas para que no afecten el número de cifras significativas. Ejemplo 5.3 El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro. Debido a su falta de reactividad química, se utiliza como aislante en equipos electrónicos. Calcule la presión (en atm) ejercida por 1,82 moles del gas en un recipiente de acero de 5,43 L de volumen a 69,5 °C. Estrategia El problema da la cantidad del gas y su volumen y temperatura. ¿El gas está experimentando un cambio en alguna de sus propiedades? ¿Qué ecuación debemos usar para resolver la presión? ¿Qué unidad de temperatura debemos usar? SF6 Solución Debido a que no ocurren cambios en las propiedades del gas, podemos usar la ecuación del gas ideal para calcular la presión. Reordenando la Ecuación (5.8), escribimos nRT PAG = V = (1,82 mol) (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (69,5 + 273) K 5.43L = 9,42 atm Ejercicio de práctica Calcular el volumen (en litros) ocupado por 2,12 moles de óxido nítrico (NO) a 6,54 atm y 76°C. Problema similar: 5.32. Machine Translated by Google 188 Capítulo 5 ÿ Gases Usando el hecho de que el volumen molar de un gas ocupa 22.41 L en STP, podemos calcular el volumen de un gas en STP sin usar la ecuación de gas ideal, como se muestra en el ejemplo 5.4. Ejemplo 5.4 El gas amoníaco se utiliza como refrigerante en las industrias de procesamiento y almacenamiento de alimentos. Calcule el volumen (en litros) ocupado por 7,40 g de NH3 en STP. NH3 Estrategia ¿Cuál es el volumen de 1 mol de un gas ideal en STP? ¿Cuántos moles hay en 7,40 g de NH3? Solución Reconociendo que 1 mol de un gas ideal ocupa 22.41 L en STP y usando la masa molar de NH3 (17.03 g), escribimos la secuencia de conversiones como gramos de NH3 ÿ moles de NH3 ÿ litros de NH3 en STP por lo que el volumen de NH3 viene dado por 1 mol de NH3 V = 7,40 g NH3 × 17,03 g NH3 22.41L × 1 mol de NH3 = 9.74L A menudo es cierto en química, particularmente en los cálculos de la ley de los gases, que un problema se puede resolver de más de una manera. Aquí, el problema también se puede resolver convirtiendo primero 7,40 g de NH3 en un número de moles de NH3 y luego aplicando la ecuación del gas ideal (V = nRT/P). Intentalo. Verificar Debido a que 7,40 g de NH3 es más pequeño que su masa molar, su volumen en STP debe ser menor que 22,41 L. Por lo tanto, la respuesta es razonable. Sistema de refrigeración industrial con amoníaco. Cortesía de Industrial Refrigeration Service, Inc. y MTC Logistics Ejercicio de práctica ¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49,8 g de HCl en STP? Problema similar: 5.40. La ecuación de los gases ideales es útil para problemas que no involucran cambios en P, V, T, yn para una muestra de gas. Por lo tanto, si conocemos tres de las variables, podemos calcular la cuarta usando la ecuación. A veces, sin embargo, tenemos que lidiar con cambios en la presión, el volumen y la temperatura, o incluso en la cantidad de gas. Cuando las condiciones cambian, debemos emplear una forma modificada de la ecuación del gas ideal que tenga en cuenta las condiciones iniciales y finales. Derivamos la ecuación modificada de la siguiente manera. De la Ecuación (5.8), Los subíndices 1 y 2 denotan los estados inicial y final del gas, respectivamente. P1V1 P2V2 R = (antes del cambio) y R = (después del cambio) n1T1 n2T2 Por lo tanto, P1V1 = n1T1 P2V2 n2T2 (5.9) Es interesante notar que todas las leyes de los gases discutidas en la Sección 5.3 pueden derivarse de la Ecuación (5.9). Si n1 = n2, como suele ser el caso porque la cantidad de gas normalmente no cambia, la ecuación se convierte en P1V1 T1 = P2V2 T2 Las aplicaciones de la ecuación (5.9) se muestran en los ejemplos 5.5 a 5.7. (5.10) Machine Translated by Google 5.4 La ecuación de los gases ideales 189 Ejemplo 5.5 Un globo de helio inflado con un volumen de 0,55 L al nivel del mar (1,0 atm) se eleva a una altura de 6,5 km, donde la presión es de aproximadamente 0,40 atm. Suponiendo que la temperatura permanece constante, ¿cuál es el volumen final del globo? Estrategia La cantidad de gas dentro del globo y su temperatura permanecen constantes, pero tanto la presión como el volumen cambian. ¿Qué ley de los gases necesitas? Solución Empezamos con la Ecuación (5.9) P1V1 = n1T1 P2V2 n2T2 Como n1 = n2 y T1 = T2, Un globo de helio de investigación científica. P1V1 = P2V2 Fuente: Instalación Nacional de Globos Científicos/ Palestine, Texas que es la ley de Boyle [ver Ecuación (5.2)]. La información dada se tabula: Condiciones iniciales Condiciones Finales P1 = 1,0 atm P2 = 0,40 atm V1 = 0,55 L V2 = ? Por lo tanto, P1 V2 = V1 × P2 1,0 atm = 0,55 L × 0,40 atm = 1.4L Verificar Cuando se reduce la presión aplicada al globo (a temperatura constante), el gas helio se expande y el volumen del globo aumenta. El volumen final es mayor que el volumen inicial, por lo que la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica Una muestra de cloro gaseoso ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mmHg. Calcule la presión del gas (en mmHg) si el volumen se reduce a temperatura constante a 154 ml. Problema similar: 5.19. Ejemplo 5.6 El argón es un gas inerte que se usa en las bombillas para retardar la vaporización del filamento de tungsteno. Cierta bombilla que contiene argón a 1.20 atm y 18°C se calienta a 85°C a volumen constante. Calcular su presión final (en atm). Estrategia La temperatura y la presión del argón cambian, pero la cantidad y el volumen del gas siguen siendo los mismos. ¿Qué ecuación usarías para resolver la presión final? ¿Qué unidad de temperatura debe usar? Solución Como n1 = n2 y V1 = V2, la ecuación (5.9) se convierte en Las bombillas eléctricas suelen estar llenas de argón. P1 T1 = P2 © Publicaciones Ingram T2 (Continuado) Machine Translated by Google 190 Capítulo 5 ÿ Gases que es la ley de Charles [ver Ecuación (5.6)]. A continuación escribimos Condiciones iniciales Recuerde convertir °C a K cuando resuelva problemas de la ley de los gases. Condiciones Finales P1 = 1,20 atm T1 P2 = ? = (18 + 273) K = 291 K T2 = (85 + 273) K = 358 K La presión final está dada por T2 P2 = P1 × Una consecuencia práctica de esta T1 relación es que las presiones de las 358K llantas de los automóviles deben verificarse = 1,20 atm × solo cuando las llantas están a temperaturas normales. 291K Después de un viaje largo (especialmente = 1,48 atm en verano), los neumáticos se calientan mucho y la presión del aire en su interior aumenta. Verificar A volumen constante, la presión de una cantidad dada de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Por lo tanto, el aumento de presión es razonable. Ejercicio de práctica Una muestra de oxígeno gaseoso inicialmente a 0,97 atm se enfría de 21 °C a ÿ68 °C a volumen constante. ¿Cuál es su presión final (en atm)? Problema similar: 5.36. Ejemplo 5.7 Una pequeña burbuja sube desde el fondo de un lago, donde la temperatura y la presión son 8°C y 6,4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura es 25°C y la presión es 1,0 atm. Calcule el volumen final (en ml) de la burbuja si su volumen inicial era de 2,1 ml. Estrategia Al resolver este tipo de problema, donde se proporciona mucha información, a veces es útil hacer un esquema de la situación, como se muestra aquí: ¿Qué unidad de temperatura debe usarse en el cálculo? Solución Según la Ecuación (5.9) P1V1 = n1T1 P2V2 n2T2 Suponemos que la cantidad de aire en la burbuja permanece constante, es decir, n1 = n2 de modo que P1V1 T1 = P2V2 T2 que es la Ecuación (5.10). La información proporcionada se resume: Condiciones iniciales Podemos usar cualquier unidad apropiada para el volumen (o la presión) siempre que usemos las mismas unidades en ambos lados de la ecuación. Condiciones Finales P1 = 6,4 atm P2 = 1,0 atm V1 = 2,1 ml T1 V2 = ? = (8 + 273) K = 281 K T2 = (25 + 273) K = 298 K (Continuado) Machine Translated by Google 5.4 La ecuación de los gases ideales Reordenando la Ecuación (5.10) se obtiene P1 T2 × V2 = V1 × P2 T1 6,4 atm = 2,1 ml × 1,0 atm × 298K 281K = 14ml Comprobación Vemos que el volumen final implica multiplicar el volumen inicial por una relación de presiones (P1/P2) y una relación de temperaturas (T2/ T1). Recuerda que el volumen es inversamente proporcional a la presión y el volumen es directamente proporcional a la temperatura. Debido a que la presión disminuye y la temperatura aumenta a medida que la burbuja sube, esperamos que el volumen de la burbuja aumente. De hecho, aquí el cambio de presión juega un papel más importante en el cambio de volumen. Ejercicio de práctica Un gas inicialmente a 4,0 L, 1,2 atm y 66 °C sufre un cambio de modo que su volumen y temperatura finales son 1,7 L y 42 °C. ¿Cuál es su presión final? Suponga que el número de moles permanece sin cambios. Problema similar: 5.35. Cálculos de densidad Si reorganizamos la ecuación del gas ideal, podemos calcular la densidad de un gas como PAGS norte = RT V El número de moles del gas, n, viene dado por metro norte = ÿ donde m es la masa del gas en gramos y ÿ es su masa molar. Por lo tanto metro PAGS = RT ÿV Como la densidad, d, es la masa por unidad de volumen, podemos escribir metro = re = V Pÿ (5.11) RT A diferencia de las moléculas en materia condensada (es decir, en líquidos y sólidos), las moléculas gaseosas están separadas por distancias que son grandes en comparación con su tamaño. En consecuencia, la densidad de los gases es muy baja en condiciones atmosféricas. Por esta razón, las densidades de los gases generalmente se expresan en gramos por litro (g/L) en lugar de gramos por mililitro (g/mL), como muestra el ejemplo 5.8. Ejemplo 5.8 Calcula la densidad del dióxido de carbono (CO2) en gramos por litro (g/L) a 0,990 atm y 55 °C. CO2 Estrategia Necesitamos la Ecuación (5.11) para calcular la densidad del gas. ¿Se proporciona suficiente información en el problema? ¿Qué unidad de temperatura se debe utilizar? (Continuado) 191 Machine Translated by Google 192 Capítulo 5 ÿ Gases Solución Para usar la Ecuación (5.11), convertimos la temperatura a kelvins (T = 273 + 55 = 328 K) y usamos 44.01 g para la masa molar de CO2; es decir, re = Pÿ RT (0,990 atm) (44,01 g/mol) = (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (328 K) = 1,62 g/L Alternativamente, podemos resolver la densidad escribiendo masa volumen de densidad Al ser una propiedad intensiva, la densidad Suponiendo que tenemos 1 mol de CO2, la masa es de 44,01 g. El volumen del gas se puede obtener de es independiente de la cantidad de sustancia. la ecuación de gas ideal Por lo tanto, podemos usar cualquier cantidad conveniente para ayudarnos a resolver el problema. nRT V= PAGS = (1 mol) (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (328 K) 0,990 atm = 27,2 l Por lo tanto, la densidad del CO2 viene dada por 44,01g d = = 1,62 g/L 27.2L Comentario En unidades de gramos por mililitro, la densidad del gas es 1,62 × 10ÿ3 g/mL, que es un número muy pequeño. En comparación, la densidad del agua es de 1,0 g/mL y la del oro es de 19,3 g/ cm3 . Ejercicio de práctica ¿Cuál es la densidad (en g/L) del hexafluoruro de uranio (UF6) a 779 mmHg y 62 °C? Problema similar: 5.48. La masa molar de una sustancia gaseosa Por lo que hemos visto hasta ahora, puede tener la impresión de que la masa molar de una sustancia se encuentra examinando su fórmula y sumando las masas molares de los átomos que la componen. Sin embargo, este procedimiento sólo funciona si se conoce la fórmula real de la sustancia. En la práctica, los químicos a menudo tratan con sustancias de composición desconocida o sólo parcialmente definida. Si la sustancia desconocida es gaseosa, su masa molar se puede encontrar gracias a la ecuación de los gases ideales. Todo lo que se necesita es un valor de densidad determinado experimentalmente (o datos de masa y volumen) para el gas a una temperatura y presión conocidas. Reordenando la Ecuación (5.11) obtenemos Figura 5.12 Aparato para medir la densidad de un gas. Un bulbo de volumen conocido se llena con el gas en estudio a una temperatura y presión determinadas. Primero se pesa el bulbo, luego se vacía (evacuado) y se vuelve a pesar. La diferencia de masas da la masa del gas. Conociendo el volumen del bulbo, podemos calcular la densidad del gas. En condiciones atmosféricas, 100 mL de aire pesan alrededor de 0,12 g, una cantidad fácil de medir. dRT ÿ= (5.12) PAGS En un experimento típico, se llena un bulbo de volumen conocido con la sustancia gaseosa en estudio. Se registran la temperatura y la presión de la muestra de gas y se determina la masa total del bulbo más la muestra de gas (Figura 5.12). A continuación, se evacua (vacía) el bulbo y se vuelve a pesar. La diferencia de masa es la masa del gas. La densidad del gas es igual a su masa dividida por el volumen del bulbo. Una vez que conocemos la densidad de un gas, podemos calcular la masa molar de la sustancia usando la Ecuación (5.12). Machine Translated by Google 5.4 La ecuación de los gases ideales 193 El espectrómetro de masas se ha convertido en el instrumento dominante para determinar la masa molar, pero la determinación de la masa molar por el método de la densidad sigue siendo útil, como se ilustra en el ejemplo 5.9. Ejemplo 5.9 Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y oxígeno y encuentra que su densidad es de 7.71 g/L a 36°C y 2.88 atm. Calcule la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular. Estrategia Como las ecuaciones (5.11) y (5.12) son reordenamientos entre sí, podemos calcular la masa molar de un gas si conocemos su densidad, temperatura y presión. La fórmula molecular del compuesto debe ser consistente con su masa molar. ¿Qué unidad de temperatura debemos usar? Solución de la ecuación (5.12) dRT ÿ= PAGS = (7,71 g/L) (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (36 + 273) K 2,88 atm = 67,9 g/mol Tenga en cuenta que podemos determinar el molar Alternativamente, podemos resolver la masa molar escribiendo masa de un compuesto gaseoso por este masa de compuesto procedimiento sin conocer su fórmula química. masa molar del compuesto = moles del compuesto A partir de la densidad dada, sabemos que hay 7,71 g del gas en 1 L. El número de moles del gas en este volumen se puede obtener a partir de la ecuación del gas ideal fotovoltaica norte = RT (2,88 atm)(1,00 L) = (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (309 K) = 0,1135 moles Por lo tanto, la masa molar viene dada por masa ÿ= número de moles = 7,71 gramos 0,1135 moles = 67,9 g/mol Podemos determinar la fórmula molecular del compuesto por prueba y error, usando solo el conocimiento de las masas molares de cloro (35,45 g) y oxígeno (16,00 g). Sabemos que un compuesto que contiene un átomo de Cl y un átomo de O tendría una masa molar de 51,45 g, que es demasiado baja, mientras que la masa molar de un compuesto formado por dos átomos de Cl y un átomo de O es de 86,90 g, que es demasiado alto. Así, el compuesto debe contener un átomo de Cl y dos átomos de O y tener la fórmula ClO2, que tiene una masa molar de 67,45 g. Ejercicio de práctica La densidad de un compuesto orgánico gaseoso es de 3,38 g/L a 40 °C y 1,97 atm. ¿Cuál es su masa molar? Problemas similares: 5.43, 5.47. ClO2 Como la ecuación (5.12) se deriva de la ecuación de los gases ideales, también podemos calcular la masa molar de una sustancia gaseosa usando la ecuación de los gases ideales, como se muestra en el ejemplo 5.10. Machine Translated by Google 194 Capítulo 5 ÿ Gases Ejemplo 5.10 El análisis químico de un compuesto gaseoso mostró que contenía 33,0 por ciento de silicio (Si) y 67,0 por ciento de flúor (F) en masa. A 35°C, 0.210 L del compuesto ejercieron una presión de 1.70 atm. Si la masa de 0.210 L del compuesto fue de 2.38 g, calcule la fórmula molecular del compuesto. Si2F6 Estrategia Este problema se puede dividir en dos partes. Primero, solicita la fórmula empírica del compuesto a partir del porcentaje en masa de Si y F. Segundo, la información proporcionada nos permite calcular la masa molar del compuesto y, por lo tanto, determinar su fórmula molecular. ¿Cuál es la relación entre la masa molar empírica y la masa molar calculada a partir de la fórmula molecular? Solución Seguimos el procedimiento del ejemplo 3.9 (sección 3.5) para calcular la fórmula empírica suponiendo que tenemos 100 g del compuesto, por lo que los porcentajes se convierten a gramos. El número de moles de Si y F viene dado por 1 mol Si = 1,17 mol Si nSi = 33,0 g Si × 28,09 g Si 1 mol F = 3,53 mol F nF = 67,0 gF × 19,00 g F Por tanto, la fórmula empírica es Si1.17F3.53, o, dividiendo por el subíndice menor (1.17), obtenemos SiF3. Para calcular la masa molar del compuesto, primero necesitamos calcular el número de moles contenidos en 2,38 g del compuesto. De la ecuación de los gases ideales fotovoltaica norte = RT = (1,70 atm)(0,210 L) = 0,0141 moles (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (308 K) Como hay 2,38 g en 0,0141 mol del compuesto, la masa en 1 mol, o la masa molar, viene dada por ÿ= 2,38 gramos 0.0141 mol = 169 g/mol La masa molar de la fórmula empírica SiF3 es 85,09 g. Recuerda que la relación (masa molar/masa molar empírica) siempre es un número entero (169/85.09 ÿ 2). Por lo tanto, la fórmula molecular del compuesto debe ser (SiF3)2 o Si2F6. Ejercicio de práctica Un compuesto gaseoso tiene 78,14 por ciento de boro y 21,86 por ciento de hidrógeno. A 27°C, 74,3 mL del gas ejercieron una presión de 1,12 atm. Si la masa del gas era 0,0934 g, ¿cuál es su fórmula molecular? Problema similar: 5.49. Revisión de conceptos y hechos 5.4.1 El volumen de un gas es 52,0 mL a 15,0 °C y 2,75 atm. ¿A qué temperatura el gas tendrá una presión de 3,50 atm y un volumen de 65,0 mL? 5.4.2 Suponiendo un comportamiento ideal, ¿cuál de los siguientes gases tendrá la mayor volumen en STP: (a) 0.82 mol de He, (b) 24 g de N2, o (c) 5.0 × 1023 moléculas de Cl2? ¿Qué gas tendrá la mayor densidad? 5.4.3 ¿Cuál es la masa molar de un compuesto desconocido si una muestra de 194 ml tiene una masa de 0,477 g a 0,976 atm y 100 °C? Machine Translated by Google 5.5 Estequiometría de gases 195 5.5 Estequiometría de gases En el Capítulo 3 usamos relaciones entre cantidades (en moles) y masas (en gramos) de reactivos y La clave para resolver problemas de productos para resolver problemas de estequiometría. Cuando los reactivos y/o productos son gases, estequiometría es la relación molar, independientemente del estado físico de los reactivos y productos también podemos usar las relaciones entre cantidades (moles, n) y volumen (V) para resolver tales problemas (Figura 5.13). Los ejemplos 5.11, 5.12 y 5.13 muestran cómo se usan las leyes de los gases en estos cálculos. Cantidad de lunares de reactivo reactivo (gramos o volumen) Cantidad de lunares de producto producto (gramos o volumen) Figura 5.13 Cálculos estequiométricos que involucran gases. Ejemplo 5.11 La combustión de acetileno con oxígeno puro produce una llama de muy alta temperatura que se utiliza para soldar y cortar metales. Calcular el volumen de O2 (en litros) requerido para la combustión completa de 7.64 L de acetileno (C2H2) medido a la misma temperatura y presión. 2C2H2(g) + 5O2(g) ÿ 4CO2(g) + 2H2O(l) Estrategia Tenga en cuenta que la temperatura y la presión de O2 y C2H2 son las mismas. ¿Qué ley de los gases necesitamos para relacionar el volumen de los gases con los moles de los gases? Solución De acuerdo con la ley de Avogadro, a la misma temperatura y presión, el número de moles de gases está directamente relacionado con sus volúmenes. De la ecuación, tenemos 5 mol O2 ÿ 2 mol C2H2; por lo tanto, también podemos escribir 5 L O2 ÿ 2 L C2H2. El volumen de O2 que reaccionará con 7.64 L C2H2 está dado por 5 L O2 volumen de O2 = 7,64 L C2H2 × 2 L C2H2 La reacción del carburo de calcio (CaC2) = 19,1 l con agua produce acetileno (C2H2), un gas inflamable. Ejercicio de práctica Suponiendo que no haya cambios en la temperatura y la presión, calcule el ©Educación McGraw-Hill/Charles D. Winters volumen de O2 (en litros) necesario para la combustión completa de 14,9 L de butano (C4H10). 2C4H10(g) + 13O2(g) ÿ 8CO2(g) + 10H2O(l) Problema similar: 5.26. Ejemplo 5.12 La azida de sodio (NaN3) se usa en algunas bolsas de aire para automóviles. El impacto de una colisión desencadena la descomposición de NaN3 de la siguiente manera: 2NaN3(s) ÿ 2Na(s) + 3N2(g) El gas nitrógeno producido infla rápidamente la bolsa entre el conductor y el parabrisas y el tablero. Calcule Una bolsa de aire puede proteger al conductor en una colisión de automóvil. el volumen de N2 generado a 80°C y 823 mmHg por la descomposición de 60,0 g de NaN3. © Caspar Benson/fStop Images/Getty Images Estrategia De la ecuación balanceada vemos que 2 mol NaN3 ÿ 3 mol N2 por lo que el factor de conversión entre NaN3 y N2 es 3 moles de N2 2 moles de NaN3 (Continuado) Machine Translated by Google 196 Capítulo 5 ÿ Gases Como se da la masa de NaN3, podemos calcular el número de moles de NaN3 y, por tanto, el número de moles de N2 producido. Finalmente, podemos calcular el volumen de N2 utilizando la ecuación de los gases ideales. Solución Primero calculamos el número de moles de N2 producidos por 60.0 g NaN3 usando la siguiente secuencia de conversiones gramos de NaN3 ÿ moles de NaN3 ÿ moles de N2 de modo que 1 mol de NaN3 moles de N2 = 60,0 g NaN3 × 65,02 g NaN3 3 moles de N2 × 2 moles de NaN3 = 1,38 moles de N2 El volumen de 1,38 moles de N2 se puede obtener utilizando la ecuación de los gases ideales nRT V= = (1,38 mol) (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (80 + 273 K) (823ÿ760) atm PAGS = 36,9 l Ejercicio de práctica La ecuación para la descomposición metabólica de la glucosa (C6H12O6) es la misma que la ecuación para la combustión de la glucosa en el aire; es decir C6H12O6(s) + 6O2(g) ÿ 6CO2(g) + 6H2O(l) Calcule el volumen de CO2 producido a 37°C y 1,00 atm cuando se consumen 5,60 g de glucosa en la reacción. Problema similar: 5.62. Ejemplo 5.13 La solución acuosa de hidróxido de litio se usa para purificar el aire en naves espaciales y submarinos porque absorbe dióxido de carbono, que es un producto final del metabolismo, según la ecuación 2LiOH(aq) + CO2(g) ÿ Li2CO3(aq) + H2O(l) El aire de los submarinos sumergidos y los vehículos espaciales debe purificarse continuamente. ©StockTrek/SuperStock La presión del dióxido de carbono dentro de la cabina de un submarino que tiene un volumen de 2,4 × 105 L es de 7,9 × 10ÿ3 atm a 312 K. Se introduce en la cabina una solución de hidróxido de litio (LiOH) de volumen despreciable. Finalmente, la presión del CO2 cae a 1,2 × 10ÿ4 atm. ¿Cuántos gramos de carbonato de litio se forman mediante este proceso? Estrategia ¿Cómo calculamos el número de moles de CO2 que reaccionan a partir de la caída de CO2 ? ¿presión? De la ecuación de los gases ideales escribimos n = P × ( VRT) A T y V constantes , el cambio en la presión del CO2, ÿP, corresponde al cambio en el número de moles de CO2, ÿn. Por lo tanto, ÿn = ÿP × ( VRT) ¿Cuál es el factor de conversión entre CO2 y Li2CO3? (Continuado) Machine Translated by Google 5.6 Ley de presiones parciales de Dalton Solución La caída en la presión del CO2 es (7,9 × 10ÿ3 atm) ÿ (1,2 × 10ÿ4 atm) o 7,8 × 10ÿ3 atm. Por lo tanto, el número de moles de CO2 que reaccionan está dado por 2,4 × 105L ÿn = 7,8 × 10ÿ3 atm × (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (312 K) = 73 moles De la ecuación química vemos que 1 mol CO2 ÿ 1 mol Li2CO3, por lo que la cantidad de Li2CO3 formada también es 73 moles. Luego, con la masa molar de Li2CO3 (73,89 g), calculamos su masa. 73,89 g Li2CO3 masa de Li2CO3 formada = 73 mol Li2CO3 × 1 mol de Li2CO3 = 5,4 × 103 g Li2CO3 Ejercicio de práctica Una muestra de 2,14 L de gas cloruro de hidrógeno (HCl) a 2,61 atm y 28 °C se disuelve completamente en 668 mL de agua para formar una solución de ácido clorhídrico. Calcular la molaridad de la solución ácida. Suponga que no hay cambio en el volumen. Problema similar: 5.100. Revisión de conceptos y hechos 5.5.1 El zinc metálico reacciona con el ácido clorhídrico de acuerdo con la siguiente ecuación: Zn(s) + 2HCl(aq) ÿ ZnCl2(aq) + H2(g) ¿Qué volumen de hidrógeno gaseoso se produce en STP cuando se usan 16,4 g de zinc en la reacción? 5.5.2 Los alcanos (CnH2n+2) se analizan en la Sección 2.8. ¿Para qué alcanos, si los hay, el número de moles de gas permanece constante a medida que la reacción de combustión en fase gaseosa alcano(g) + oxígeno(g) ÿ dióxido de carbono(g) + vapor de agua(g) pasa de los reactivos a los productos? 5.6 Ley de presiones parciales de Dalton Hasta ahora nos hemos concentrado en el comportamiento de las sustancias gaseosas puras, pero los estudios experimentales involucran muy a menudo mezclas de gases. Por ejemplo, para un estudio de la contaminación del aire, podemos estar interesados en la relación presión-volumen-temperatura de una muestra de aire que contiene varios gases. En este caso, y en todos los casos que involucran mezclas de gases, la presión total del gas está relacionada con las presiones parciales, es decir, las presiones de los componentes individuales del gas en la mezcla. En 1801, Dalton formuló una ley, ahora conocida como la ley de presiones parciales de Dalton, que establece que la presión total de una mezcla de gases es solo la suma de las presiones que ejercería cada gas si estuviera presente solo. La figura 5.14 ilustra la ley de Dalton. Considere un caso en el que dos gases, A y B, están en un recipiente de volumen V. La presión ejercida por el gas A, según la ecuación de los gases ideales, es AP = ESQUÍ V donde nA es el número de moles de A presentes. De manera similar, la presión ejercida por el gas B es PB = nBRT V 197 Machine Translated by Google Machine Translated by Google 5.6 Ley de presiones parciales de Dalton 199 donde ni y nT son el número de moles del componente iy el número total de moles presentes, respectivamente. La fracción molar es una cantidad adimensional y siempre es menor que 1. Ahora podemos expresar la presión parcial de A como PA = XAPT Similar, PB = XBPT Tenga en cuenta que la suma de las fracciones molares de una mezcla de gases debe ser igual a 1. Si solo hay dos componentes presentes, entonces XA + XB = n/A nA + nB nótese bien + =1 nA + nB Si un sistema contiene más de dos gases, entonces la presión parcial del i-ésimo componente está relacionada con la presión total por (5.14) Pi = XiPT ¿Cómo se determinan las presiones parciales? Un manómetro puede medir sólo la presión total de una mezcla gaseosa. Para obtener las presiones parciales, necesitamos conocer las fracciones molares de los componentes, lo que implicaría análisis químicos elaborados. El método más directo para medir presiones parciales es usando un espectrómetro de masas. Las intensidades relativas de los picos en un espectro de masas son directamente proporcionales a las cantidades y, por lo tanto, a las fracciones molares de los gases presentes. A partir de las fracciones molares y la presión total, podemos calcular las presiones parciales de los componentes individuales, como muestra el ejemplo 5.14. Una aplicación directa de la ley de presiones parciales de Dalton al buceo se analiza en el ensayo Química en acción de esta sección, "El buceo y las leyes de los gases". Una mezcla de gases contiene 4,46 moles de neón (Ne), 0,74 moles de argón (Ar) y 2,15 moles de xenón (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases si la presión total es de 2,00 atm a cierta temperatura. Estrategia ¿Cuál es la relación entre la presión parcial de un gas y la presión total del gas? ¿Cómo calculamos la fracción molar de un gas? Solución De acuerdo con la ecuación (5.14), la presión parcial de Ne (PNe) es igual al producto de su fracción molar (XNe) y la presión total (PT). necesito encontrar PNe = XNePT dado quiero calcular Usando la ecuación (5.13), calculamos la fracción molar de Ne de la siguiente manera: nNe 4,46 moles = nNe + nAr + nXe puede tener dificultades con las fracciones molares. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Ejemplo 5.14 XNe = Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que 4,46 moles + 0,74 moles + 2,15 moles = 0,607 Por lo tanto, PNe = XNePT = 0,607 × 2,00 atm = 1,21 atm (Continuado) Machine Translated by Google 200 Capítulo 5 ÿ Gases Similar, PAr = XArPT = 0,10 × 2,00 atm = 0,20 atm y PXe = XXePT = 0,293 × 2,00 atm = 0,586 atm Comprobación Asegúrese de que la suma de las presiones parciales sea igual a la presión total dada; es decir, (1,21 + 0,20 + 0,586) atm = 2,00 atm. Ejercicio de práctica Una muestra de gas natural contiene 8,24 moles de metano (CH4), 0,421 moles de etano (C2H6) y 0,116 moles de propano (C3H8). Si la presión total de los gases es de 1,37 atm, ¿cuáles son las presiones parciales de los gases? Problema similar: 5.67. Video Recolectando un gas sobre el agua Una aplicación importante de la ley de presiones parciales de Dalton consiste en calcular la cantidad de gas recolectado sobre el agua. Los gases que se utilizan comúnmente en el laboratorio se obtienen generalmente de cilindros de gas a presión, pero si ocasionalmente se necesita una pequeña cantidad de un determinado gas, puede ser más conveniente prepararlo químicamente. Por ejemplo, cuando se calienta el clorato de potasio (KClO3) , se descompone en KCl y O2; es decir, 2KClO3(s) ÿ 2KCl(s) + 3O2(g) El oxígeno gaseoso se puede recolectar sobre agua, como se muestra en la Figura 5.15. Inicialmente, la botella invertida está completamente llena de agua. A medida que se genera gas oxígeno, el gas Botella que se llena con oxígeno gaseoso KClO3 y MnO2 Botella llena de agua Botella llena de oxígeno gaseoso listo para ser colocado en más vapor de agua la palangana de plastico Figura 5.15 Un aparato para recolectar gas sobre agua. El oxígeno generado al calentar clorato de potasio (KClO3) en presencia de una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (MnO2), que acelera la reacción, se burbujea a través del agua y se recoge en una botella como se muestra. El agua presente originalmente en la botella es empujada hacia el canal por el gas oxígeno. Machine Translated by Google 201 5.6 Ley de presiones parciales de Dalton las burbujas suben a la parte superior y desplazan el agua de la botella. Este método de recolectar un gas se basa Cuadro 5.3 en la suposición de que el gas no reacciona con el agua y que no es apreciablemente soluble en ella. Estas suposiciones son válidas para el oxígeno gaseoso, pero no para gases como el NH3, que se disuelve fácilmente Presión de vapor de agua a en agua. Sin embargo, el oxígeno gaseoso recogido de esta manera no es puro, porque el vapor de agua también Varias temperaturas está presente en la botella. La presión total del gas es igual a la suma de las presiones ejercidas por el oxígeno Agua gaseoso y el vapor de agua: Vapor Temperatura Presión (°C) (mmHg) TP = PO2 + PH2O En consecuencia, debemos tener en cuenta la presión provocada por la presencia de vapor de agua cuando calculamos la cantidad de O2 generado. La tabla 5.3 muestra la presión del vapor de agua a varias temperaturas. Estos datos se representan en la figura 5.16. El ejemplo 5.15 muestra cómo usar la ley de Dalton para calcular la cantidad de gas recolectado sobre el agua. Ejemplo 5.15 0 4.58 5 6.54 10 9.21 15 12.79 20 17.54 25 23.76 30 31.82 35 42.18 40 55.32 45 71.88 50 92.51 El gas oxígeno generado por la descomposición del clorato de potasio se recolecta como se muestra 55 118.04 en la Figura 5.15. El volumen de oxígeno recogido a 24°C y presión atmosférica de 762 mmHg es de 60 149.38 128 mL. Calcular la masa (en gramos) de oxígeno gaseoso obtenido. La presión del vapor de agua a 187.54 sesenta y cinco 24°C es de 22,4 mmHg. 70 233.7 Estrategia Para resolver la masa de O2 generada, primero debemos calcular la presión parcial 75 289.1 de O2 en la mezcla. ¿Qué ley de los gases necesitamos? ¿Cómo convertimos la presión del gas O2 80 355.1 85 433.6 90 525.76 en masa de O2 en gramos? Solución De la ley de presiones parciales de Dalton sabemos que 95 633.90 100 760.00 TP = PO2 + PH2O Por lo tanto, PO2 = TP ÿ PH2O = 762 mmHg ÿ 22,4 mmHg 800 760 = 740 mmHg 600 De la ecuación de los gases ideales escribimos 400 norte PV = mRT = RT ÿ donde m y ÿ son la masa de O2 recolectada y la masa molar de O2, respectivamente. Reordenando la ecuación obtenemos PVÿ metro = RT = 0 20 40 60 80 100 t (°C) (740ÿ760) atm (0,128 L) (32,00 g/mol) (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (273 + 24) K = 0,164g Comprueba La densidad del oxígeno gaseoso es (0,164 g/0,128 L), o 1,28 g/L, que es un valor razonable para gases en condiciones atmosféricas (ver el Ejemplo 5.8 en la Sección 5.4). Ejercicio de práctica El gas de hidrógeno generado cuando el calcio metálico reacciona con el agua se recolecta como se muestra en la Figura 5.15. El volumen de gas recogido a 30°C y una presión de 988 mmHg es de 641 mL. ¿Cuál es la masa (en gramos) del hidrógeno gaseoso obtenido? La presión del vapor de agua a 30°C es de 31,82 mmHg. Problema similar: 5.72. 200 Figura 5.16 La presión del vapor de agua en función de la temperatura. Tenga en cuenta que en el punto de ebullición del agua (100°C) la presión es de 760 mmHg, que es exactamente igual a 1 atm. Machine Translated by Google Machine Translated by Google Machine Translated by Google 204 Capítulo 5 ÿ Gases El joule (J)§ es la unidad SI de energía. 1 J = 1 kg · m2 /s2 = 1 norte Alternativamente, la energía se puede expresar en kilojulios (kJ). 1kJ = 1000J Como veremos en el Capítulo 6, hay muchos tipos diferentes de energía. La energía cinética (KE) es el tipo de energía gastada por un objeto en movimiento, o energía de movimiento. Los descubrimientos de Maxwell, Boltzmann y otros dieron como resultado una serie de generalizaciones sobre el comportamiento de los gases que desde entonces se conocen como teoría cinética molecular de los gases, o simplemente teoría cinética de los gases. Los siguientes supuestos son fundamentales para la teoría cinética: 1. Un gas está compuesto por moléculas que están separadas entre sí por distancias mucho mayores La teoría cinética de los gases trata a las moléculas como esferas duras sin estructura interna. que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como “puntos”; es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable. 2. Las moléculas de gas están en constante movimiento en direcciones aleatorias y con frecuencia chocan entre sí. Las colisiones entre moléculas son perfectamente elásticas. En otras palabras, la energía se puede transferir de una molécula a otra como resultado de una colisión. Sin embargo, la energía total de todas las moléculas en un sistema sigue siendo la misma. 3. Las moléculas de gas no ejercen fuerzas de atracción ni de repulsión entre sí. 4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvin. Dos gases cualesquiera a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio. La energía cinética promedio de una molécula está dada por EC = 1 2mu2 donde m es la masa de la molécula y u es su velocidad. La barra horizontal denota un valor promedio. La cantidad u2 se llama velocidad cuadrática media; es el promedio del cuadrado de las velocidades de todas las moléculas: u2 = u21 + u22 + . . . + u2 norte norte donde N es el número de moléculas. El supuesto 4 nos permite escribir KE T 1 2mu2 ÿ T Por eso, EC = 1 2mu2 = CT (5.15) donde C es la constante de proporcionalidad y T es la temperatura absoluta. De acuerdo con la teoría cinética molecular, la presión del gas es el resultado de colisiones entre las moléculas y las paredes de su recipiente. Depende de la frecuencia de colisión por unidad de área y de cuán "fuerte" golpean las moléculas contra la pared. La teoría también proporciona una interpretación molecular de la temperatura. De acuerdo con la Ecuación (5.15), la temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas. En otras palabras, la temperatura absoluta es una indicación del movimiento aleatorio de las moléculas: cuanto más alta es la temperatura, más energéticas son las moléculas. Debido a que está relacionado con la temperatura de la muestra de gas, el movimiento molecular aleatorio a veces se denomina movimiento térmico. § James Prescott Joule (1818–1889). físico inglés. Cuando era joven, Joule fue instruido por John Dalton. Es más famoso por determinar el equivalente mecánico del calor, la conversión entre energía mecánica y energía térmica. Machine Translated by Google 5.7 La teoría cinética molecular de los gases 205 Aplicación a las Leyes de los Gases Aunque la teoría cinética de los gases se basa en un modelo bastante simple, los detalles matemáticos involucrados son muy complejos. Sin embargo, sobre una base cualitativa, es posible utilizar la teoría para explicar las propiedades generales de las sustancias en estado gaseoso. Los siguientes ejemplos ilustran el rango de su utilidad. ÿ Compresibilidad de Gases. Debido a que las moléculas en la fase gaseosa están separadas por grandes distancias (suposición 1), los gases se pueden comprimir fácilmente para ocupar menos volumen. ÿ Ley de Boyle. La presión ejercida por un gas resulta del impacto de sus moléculas en las paredes del recipiente. La tasa de colisión, o el número de colisiones moleculares con las paredes por segundo, es proporcional a la densidad numérica (es decir, el número de moléculas por unidad de volumen) del gas. La disminución del volumen de una cantidad dada de gas aumenta su densidad numérica y, por lo tanto, su tasa de colisión. Por ello, la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa; a medida que disminuye el volumen, la presión aumenta y viceversa. ÿ Ley de Charles. Debido a que la energía cinética promedio de las moléculas de gas es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra (suposición 4), el aumento de la temperatura aumenta la energía cinética promedio. En consecuencia, las moléculas chocarán con las paredes del recipiente con más frecuencia y con mayor impacto si se calienta el gas, y por tanto aumenta la presión. El volumen de gas se expandirá hasta que la presión del gas se equilibre con la presión externa constante (consulte la Figura 5.8). ÿ Ley de Avogadro. Hemos demostrado que la presión de un gas es directamente proporcional tanto a la densidad como a la temperatura del gas. Debido a que la masa del gas es directamente proporcional al número de moles (n) del gas, podemos representar la densidad por n/ V. Por lo tanto norte T PAG ÿ V Para dos gases, 1 y 2, escribimos n1T1 P1 ÿ =C V1 n2T2 P2 ÿ n1T1 V1 =C V2 n2T2 V2 donde C es la constante de proporcionalidad. Así, para dos gases bajo las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura (es decir, cuando P1 = P2, T1 = T2 y V1 = V2), se sigue que n1 = n2, que es una expresión matemática de Avogadro. ley. ÿ Ley de presiones parciales de Dalton. Si las moléculas no se atraen ni se repelen entre sí (suposición 3), entonces la presión ejercida por un tipo de molécula no se ve afectada por la presencia de otro gas. En consecuencia, la presión total viene dada por la suma de las presiones de los gases individuales. Distribución de Velocidades Moleculares La teoría cinética de los gases nos permite investigar el movimiento molecular con más detalle. Supongamos que tenemos una gran cantidad de moléculas de gas, digamos, 1 mol, en un recipiente. Mientras mantengamos la temperatura constante, la energía cinética promedio y la velocidad cuadrática media permanecerán sin cambios a medida que pasa el tiempo. Como era de esperar, el movimiento de las moléculas es totalmente aleatorio e impredecible. En un instante dado, ¿cuántas moléculas se mueven a una determinada velocidad? Para responder a esta pregunta, Maxwell analizó el comportamiento de las moléculas de gas a diferentes temperaturas. Otra forma de enunciar la ley de Avogadro es que, a la misma presión y temperatura, volúmenes iguales de gases, ya sean gases iguales o diferentes, contienen el mismo número de moléculas. Machine Translated by Google 206 Capítulo 5 ÿ Gases T = 300K N2 (28,02 g/mol) Cl2 (70,90 g/mol) 100K N2 (28,02 g/mol) 300K 700K Él (4,003 g/mol) 500 1000 1500 500 1000 1500 2500 2000 Velocidad molecular (m/s) Velocidad molecular (m/s) (a) (B) Figura 5.17 (a) Distribución de velocidades para gas nitrógeno a tres temperaturas diferentes. A temperaturas más altas, más moléculas se mueven a velocidades más rápidas. (b) La distribución de velocidades para tres gases a 300 K. A una temperatura dada, las moléculas más ligeras se mueven más rápido, en promedio. La figura 5.17(a) muestra las curvas típicas de distribución de velocidad de Maxwell para gas nitrógeno a tres temperaturas diferentes. A una temperatura dada, la curva de distribución nos dice el número de moléculas que se mueven a una determinada velocidad. El pico de cada curva representa la velocidad más probable, es decir, la velocidad del mayor número de moléculas. Tenga en cuenta que la velocidad más probable aumenta a medida que aumenta la temperatura (el pico se desplaza hacia la derecha). Además, la curva también comienza a aplanarse con el aumento de la temperatura, lo que indica que un mayor número de moléculas se mueven a mayor velocidad. La figura 5.17(b) muestra las distribuciones de velocidad de tres gases a la misma temperatura. La diferencia en las curvas se puede explicar observando que las moléculas más ligeras se mueven más rápido, en promedio, que las más pesadas. La distribución de velocidades moleculares se puede demostrar con el aparato que se muestra en la figura 5.18. Un haz de átomos (o moléculas) sale de un horno a una temperatura conocida y pasa a través de un agujero de alfiler (para colimar el haz). Dos placas circulares montadas en el mismo eje son rotadas por un motor. La primera placa se llama "chopper" y la segunda es el detector. El propósito del interruptor es permitir que pequeñas ráfagas de átomos (o moléculas) pasen a través de él siempre que la rendija esté alineada con el haz. Dentro de cada ráfaga, las moléculas de movimiento más rápido llegarán al detector antes que las de movimiento más lento. Eventualmente, una capa de depósito se acumulará en el detector. Figura 5.18 (a) Aparato para estudiar la distribución de velocidades moleculares a cierta temperatura. La bomba de vacío hace que las moléculas viajen de izquierda a derecha como se muestra. (b) La dispersión del depósito en el detector da el rango de velocidades moleculares, y la densidad del depósito es proporcional a la fracción de moléculas que se mueven a diferentes velocidades. A la bomba de vacío Motor Lento moléculas Horno Rápido moléculas Detector helicóptero con hendidura giratoria (a) Promedio moléculas Detector (B) Machine Translated by Google 5.7 La teoría cinética molecular de los gases 207 Debido a que las dos placas giran a la misma velocidad, las moléculas en el siguiente estallido golpearán la placa detectora aproximadamente en el mismo lugar que las moléculas del estallido anterior que tenían la misma velocidad. Con el tiempo, la deposición molecular se hará visible. La densidad de la deposición indica la distribución de velocidades moleculares a esa temperatura particular. Velocidad cuadrática media Hay formas comparables de estimar la ¿Qué tan rápido se mueve una molécula, en promedio, a cualquier temperatura T? Una forma velocidad "promedio" de las moléculas, una de estimar la velocidad molecular es calcular la velocidad (urms) de la raíz cuadrada media (rms ),de las cuales es la velocidad cuadrática media. que es una velocidad molecular media. Uno de los resultados de la teoría cinética de los gases es 3 que la energía cinética total de un mol de cualquier gas es igual a la 2RT. Anteriormente vimos que energía cinética promedio de 1 mu2 y así podemos escribir una molécula es 2 3 EC = 2RT 1 N / A ( 2mu2) = 3 2RT donde NA es el número de Avogadro y m es la masa de una sola molécula. Como NAm = ÿ, la ecuación anterior se puede reorganizar para dar u2 = 3RT ÿ Sacar la raíz cuadrada de ambos lados da (5.16) u2 = urms = 3RT _ ÿ La ecuación (5.16) muestra que la raíz cuadrada media de la velocidad de un gas aumenta con la raíz cuadrada de su temperatura (en kelvin). Como ÿ aparece en el denominador, se deduce que cuanto más pesado es el gas, más lentamente se mueven sus moléculas. Si sustituimos 8.314 J/K · mol por R (ver Apéndice 1) y convertimos la masa molar a kg/mol, entonces urms se calculará en metros por segundo (m/s). Este procedimiento se ilustra en el ejemplo 5.16. Ejemplo 5.16 Calcule las velocidades cuadráticas medias de los átomos de helio y las moléculas de nitrógeno en m/ s a 25 °C. Estrategia Para calcular la raíz cuadrada media de la velocidad necesitamos la Ecuación (5.16). ¿Qué unidades debemos usar para R y ÿ para que urms se exprese en m/s? Solución Para calcular urms, las unidades de R deben ser 8.314 J/K · mol y, porque 1 J = 1 kg · m2 /s2, la masa molar debe estar en kg/mol. La masa molar de He es 4.003 g/mol, o 4,003 × 10ÿ3 kg/mol. De la Ecuación (5.16), urm = 3RT ÿ_ = ÿ 3 (8,314 · mol)kg/mol (298 K) 4003J/K × 10ÿ3 = ÿ1,86 × 106 J/kg (Continuado) Machine Translated by Google Capítulo 5 ÿ Gases 208 Usando el factor de conversión 1 J = 1 kg m2 /s2 obtenemos urm = ÿ 1,86 × 106 kg m2 /kg · s2 = ÿ 1,86 × 106 m2 /s2 = 1,36 × 103 m/s El procedimiento es el mismo para el N2, cuya masa molar es 28,02 g/mol, o 2,802 × 10ÿ2 kg/mol, de modo que escribimos urms = ÿ 3 (8,314 JÿK mol)kg/mol (298 K) 2802 × ·10ÿ2 = ÿ 2,65 × 105 m2 /s2 = 515 m/s Verificar Debido a que He es un gas más liviano, esperamos que se mueva más rápido, en promedio, que N2. Una forma rápida de comprobar las respuestas es observar que la relación de los dos valores urms (1,36 × 103/515 ÿ 2,6) debe ser igual a la raíz cuadrada de las relaciones de las masas molares de N2 a He, es decir, ÿ 28ÿ4 ÿ 2,6. Ejercicio de práctica Calcule la velocidad cuadrática media del cloro molecular en m/s a 20 °C. Problemas similares: 5.81, 5.82. El cálculo del ejemplo 5.16 tiene una relación interesante con la composición de la atmósfera terrestre. A diferencia de Júpiter, la Tierra no tiene cantidades apreciables de hidrógeno o helio en su atmósfera. ¿Por qué es este el caso? Un planeta más pequeño que Júpiter, la Tierra tiene una atracción gravitatoria más débil para estas moléculas más ligeras. Un cálculo bastante sencillo muestra que para escapar del campo gravitatorio de la Tierra, una molécula debe poseer una velocidad de escape igual o superior a 1,1 × 104 m/s. Debido a que la velocidad promedio del helio es considerablemente mayor que la del nitrógeno molecular o el oxígeno molecular, más átomos de helio escapan de la atmósfera de la Tierra hacia el espacio exterior. En consecuencia, solo una pequeña cantidad de helio está presente en nuestra atmósfera. Por otro lado, Júpiter, con una masa unas 320 veces mayor que la de la Tierra, retiene en su atmósfera tanto gases pesados como ligeros. Júpiter. El interior de este planeta masivo se compone principalmente de hidrógeno. El ensayo Química en acción "Super Cold Atoms" describe un fenómeno fascinante nomenon que involucra gases a temperaturas extremadamente bajas. Fuente: NASA-JPL Difusión y efusión de gases La difusión siempre procede de una región de mayor concentración a otra donde la concentración es menor. Ahora discutiremos dos fenómenos basados en el movimiento gaseoso. Difusión de gases Video Difusión de Gases La difusión, la mezcla gradual de moléculas de un gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinéticas , proporciona una demostración directa del movimiento aleatorio gaseoso . A pesar de que las velocidades moleculares son muy grandes, el proceso de difusión tarda relativamente mucho tiempo en completarse. Por ejemplo, cuando se abre una botella de solución concentrada de amoníaco en un extremo de una mesa de laboratorio, pasa algún tiempo antes de que una persona en el otro extremo de la mesa pueda olerla. La razón es que una molécula experimenta numerosas colisiones mientras se mueve de un extremo al otro del banco, como se muestra en la figura 5.19. Por lo tanto, la difusión de los gases siempre ocurre gradualmente, y no instantáneamente como parecen sugerir las velocidades Figura 5.19 El camino recorrido moleculares. por una sola molécula de gas. Además, debido a que la velocidad cuadrática media de un gas ligero es mayor que la de un gas más Cada cambio de dirección representa una colisión con otra molécula. pesado (vea el Ejemplo 5.16 anteriormente en esta sección), un gas más ligero se difundirá Machine Translated by Google Machine Translated by Google 210 Capítulo 5 ÿ Gases Figura 5.20 Una demostración de difusión de gas. El gas NH3 (de una botella que contiene amoníaco acuoso) se combina con el gas HCl (de una botella que contiene ácido clorhídrico) para formar NH4Cl sólido. Debido a que el NH3 es más liviano y, por lo tanto, se difunde más rápido, el NH4Cl sólido aparece primero cerca de la botella de HCl (a la derecha). ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp a través de cierto espacio más rápidamente que un gas más pesado. La figura 5.20 ilustra la difusión gaseosa. En 1832, el químico escocés Thomas Graham† encontró que bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, las velocidades de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus masas molares. Este enunciado, ahora conocido como la ley de difusión de Graham, se expresa matemáticamente como Punto caliente para estudiantes r1 Los datos de los estudiantes indican que (5.17) r2 = ÿ ÿ2ÿ1 puede tener problemas con las tasas de difusión y las masas molares. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. donde r1 y r2 son las velocidades de difusión de los gases 1 y 2, y ÿ1 y ÿ2 son sus masas molares, respectivamente. Gas Aspiradora Efusión de gases Mientras que la difusión es un proceso por el cual un gas se mezcla gradualmente con otro, la efusión es el proceso por el cual un gas a presión escapa de un compartimento de un recipiente a otro pasando a través de una pequeña abertura. La figura 5.21 muestra la efusión de un gas en el vacío. Aunque la efusión difiere de la difusión en naturaleza, la tasa de efusión de un gas tiene la misma forma que la ley de difusión de Graham [consulte la Ecuación (5.17)]. Un globo de goma lleno de helio se desinfla más rápido que uno lleno de aire porque la tasa de efusión a través de los poros de la goma es más rápida para los átomos de helio más livianos que para las moléculas de aire. Industrialmente, la efusión de gas se utiliza para separar isótopos de uranio en forma de 235UF6 y Figura 5.21 Derrame de gas. 238UF6 gaseosos. Al someter los gases a muchas etapas de efusión, los científicos pudieron obtener Las moléculas de gas se mueven desde una un isótopo 235U altamente enriquecido , que se utilizó en la construcción de bombas atómicas durante región de alta presión (izquierda) a una de baja presión a través de un agujero de alfiler. la Segunda Guerra Mundial. El ejemplo 5.17 muestra una aplicación de la ley de Graham. Ejemplo 5.17 Se encuentra que un gas inflamable compuesto solo de carbono e hidrógeno se efunde a través de una barrera porosa en 1.50 min. En las mismas condiciones de temperatura y presión, un volumen igual de vapor de bromo tarda 4,73 min en efundirse a través de la misma barrera. Calcule la masa molar del gas desconocido y sugiera cuál podría ser este gas. (Continuado) † Tomás Graham (1805–1869). químico escocés. Graham hizo un trabajo importante sobre la ósmosis y caracterizó varios ácidos fosfóricos. Machine Translated by Google 5.8 Desviación del comportamiento ideal Estrategia La tasa de efusión es el número de moléculas que atraviesan una barrera porosa en un tiempo determinado. Cuanto más tiempo lleva, más lento es el ritmo. Por lo tanto, la tasa es inversamente proporcional al tiempo requerido para la efusión. La ecuación (5.17) ahora se puede escribir como r1ÿr2 = t2ÿt1 = ÿÿ2ÿÿ1, donde t1 y t2 son los tiempos de efusión para los gases 1 y 2, respectivamente. Solución De la masa molar de Br2, escribimos 1,50 minutos 4,73 minutos = ÿ ÿ 159,8 g/mol donde ÿ es la masa molar del gas desconocido. Resolviendo para ÿ, obtenemos 2 ÿ = (1,504,73 minutos minutos) × 159,8 g/mol = 16,1 g/mol Como la masa molar del carbono es 12,01 g y la del hidrógeno es 1,008 g, el gas es metano (CH4). Ejercicio de práctica Se necesitan 192 s para que un gas desconocido se derrame a través de una pared porosa y 84 s para que el mismo volumen de gas N2 se derrame a la misma temperatura y presión. ¿Cuál es la masa molar del gas desconocido? Problemas similares: 5.87, 5.88. Revisión de conceptos y hechos 5.7.1 Si se compara un mol de cada uno de los gases He y Cl2 en STP, ¿cuáles de las siguientes cantidades serán iguales entre sí? (a) Raíz cuadrática media de la velocidad, (b) tasa de efusión, (c) energía cinética promedio, (d) volumen. 5.7.2 ¿Qué gas se derrama más rápido, Ne o Xe, y cuánto más rápido se derrama? 5.8 Desviación del comportamiento ideal Las leyes de los gases y la teoría cinética molecular suponen que las moléculas en estado gaseoso no ejercen ninguna fuerza, ni de atracción ni de repulsión, entre sí. La otra suposición es que el volumen de las moléculas es insignificantemente pequeño en comparación con el del recipiente. Se dice que un gas que satisface estas dos condiciones presenta un comportamiento ideal. Aunque podemos suponer que los gases reales se comportan como un gas ideal, no podemos esperar que lo hagan en todas las condiciones. Por ejemplo, sin fuerzas intermoleculares, los gases no podrían condensarse para formar líquidos. La pregunta importante es: ¿Bajo qué condiciones es más probable que los gases exhiban un comportamiento no ideal? La figura 5.22 muestra PV/RT frente a P para tres gases reales y un gas ideal a una temperatura dada. Este gráfico proporciona una prueba del comportamiento del gas ideal. Según la ecuación del gas ideal (para 1 mol de gas), PV/RT es igual a 1, independientemente de la presión real del gas. (Cuando n = 1, PV = nRT se convierte en PV = RT, o PV/RT = 1). Para gases reales, esto es cierto solo a presiones moderadamente bajas (ÿ 5 atm); se producen desviaciones significativas a medida que aumenta la presión. Las fuerzas de atracción operan entre las moléculas a distancias relativamente cortas. A presión atmosférica, las moléculas de un gas están muy separadas y las fuerzas de atracción son insignificantes. A altas presiones, la densidad del gas aumenta; las moléculas están mucho más cerca unas de otras. Entonces, las fuerzas intermoleculares pueden ser lo suficientemente significativas como para afectar el movimiento de las moléculas, y el gas no se comportará de manera ideal. 211 Machine Translated by Google 212 Capítulo 5 ÿ Gases Figura 5.22 Gráfica de PV/RT versus P de 1 mol de un gas a 0°C. Para 1 mol de un gas ideal, PV/RT es igual a 1, sin importar cuál sea la presión del gas. Para gases reales, observamos varias desviaciones de la idealidad a altas presiones. A presiones muy bajas, todos los gases exhiben un comportamiento ideal; es decir, todos sus valores de PV/ RT convergen a 1 cuando P se aproxima a cero. CH4 2.0 H2 NH3 fotovoltaica RT 1.0 0 Ideal gas 12001000800600400200 P (atm) Otra forma de observar el comportamiento no ideal de los gases es bajar la temperatura. Enfriar un gas disminuye la energía cinética promedio de las moléculas, lo que en cierto sentido priva a las moléculas del impulso que necesitan para romper su atracción mutua. Entonces, para estudiar los gases reales con precisión, necesitamos modificar la ecuación del gas ideal, teniendo en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Tal análisis fue realizado por primera vez por el físico holandés JD van der Waals† en 1873. Además de ser matemáticamente simple, su tratamiento nos brinda una interpretación del comportamiento real del gas a nivel molecular. Considere el acercamiento de una molécula particular hacia la pared de un recipiente (Figura 5.23). Las atracciones intermoleculares que ejercen sus vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. El efecto general es una presión de gas más baja de lo que esperaríamos para un gas ideal. Van der Waals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, Pideal, está relacionada con la presión medida experimentalmente, Preal, mediante la ecuación Pideal = Preal + an2 V2 observado corrección presión término donde a es una constante y n y V son el número de moles y el volumen del contenedor, respectivamente. El término de corrección para la presión (an2 / V2 ) se puede entender de la siguiente manera: la interacción intermolecular que da lugar a un comportamiento no ideal depende de la frecuencia con la que dos moléculas cualesquiera se acercan entre sí. La frecuencia de tales “encuentros” aumenta con el cuadrado del número de moléculas por unidad de volumen (n2 / V2 ), porque la probabilidad de encontrar cada una de las dos moléculas en una región particular Figura 5.23 Efecto de fuerzas intermoleculares en el Presión ejercida por un gas. La velocidad de una molécula que se desplaza hacia la pared del recipiente (esfera roja) se ve reducida por las fuerzas de atracción que ejercen sus vecinas (esferas grises). En consecuencia, el impacto que hace esta molécula con la pared no es tan grande como sería si no hubiera fuerzas intermoleculares. regalo. En general, la presión del gas medida es menor que la presión que ejercería el gas si se comportara de manera ideal. es proporcional a n/ V. Por lo tanto, a es simplemente una constante de proporcionalidad. Otra corrección se refiere al volumen ocupado por las moléculas de gas. En la ecuación de los gases ideales, V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un volumen intrínseco finito, aunque pequeño, por lo que el volumen efectivo del gas se convierte en (V ÿ nb), donde n es el número de moles del gas y b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas. † Johannes Diderck van der Waals (1837-1923). físico holandés. Van der Waals recibió el Premio Nobel de Física en 1910 por su trabajo sobre las propiedades de los gases y líquidos. Machine Translated by Google 213 5.8 Desviación del comportamiento ideal Habiendo tenido en cuenta las correcciones por presión y volumen, podemos reescribir la ecuación del gas ideal de la siguiente manera: an2 P+ V2 (V - nb) = nRT corregido corregido presión volumen (5.18) Tenga en cuenta que en la Ecuación (5.18), P es la presión del gas medida experimentalmente y V es el volumen del recipiente de gas. La ecuación (5.18), que relaciona P, V, T y n para un gas no ideal, se conoce como ecuación de van Punto caliente para estudiantes der Waals. Las constantes de van der Waals ayb se seleccionan para dar la mejor concordancia Los datos del estudiante indican que usted puede posible entre la ecuación (5.18) y el comportamiento observado de un gas en particular . La tabla 5.4 enumera los valores de a y b para varios gases. El valor de a indica con qué fuerza se atraen entre sí las moléculas de un tipo dado de gas. Vemos que los átomos de helio tienen la atracción más débil entre sí, porque el helio tiene la menor a lucha con la ecuación de van der Waals. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. valor. También existe una correlación aproximada entre el tamaño molecular y b. Generalmente, cuanto más grande es la molécula (o átomo), mayor es b , pero la relación entre b y el tamaño molecular (o atómico) no es simple. El ejemplo 5.18 compara la presión de un gas calculada usando la ecuación del gas ideal ción y la ecuación de van der Waals. Ejemplo 5.18 Dado que 3,50 moles de NH3 ocupan 5,20 L a 47 °C, calcule la presión del gas (en atm) utilizando (a) la ecuación del gas ideal y (b) la ecuación de van der Waals. Estrategia Para calcular la presión de NH3 usando la ecuación de gas ideal, procedemos como en el Ejemplo 5.3 (Sección 5.4). ¿Qué correcciones se hacen a los términos de presión y volumen en la ecuación de van der Waals? Solución (a) Tenemos los siguientes datos: V = 5,20 litros Tabla 5.4 T = (47 + 273) K = 320 K n = 3,50 moles Constantes de van der Waals R = 0,0821 L · atm ÿ K · mol de algunos gases comunes Sustituyendo estos valores en la ecuación de los gases ideales, escribimos a B nRT PAG = Gas ( atm · L2 mol2 ) ( L mol) V = (3,50 mol) (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (320 K) 5.20L = 17,7 atm Él 0.034 0.0237 Nació 0.211 0.0171 Con 1.34 0.0322 kr 2.32 0.0398 Carro 4.19 0.0266 H2 0.244 0.0266 N2 1.39 0.0391 O2 1.36 0.0318 Cl2 6.49 0.0562 CO2 3.59 0.0427 CH4 2.25 0.0428 CCl4 20.4 0.138 NH3 4.17 0.0371 H2O 5.46 0.0305 (b) Necesitamos la Ecuación (5.18). Es conveniente calcular primero los términos de corrección en la Ecuación (5.18) por separado. De la tabla 5.4, tenemos a = 4,17 atm L2 / mol2 b = 0.0371 L/mol de modo que los términos de corrección para la presión y el volumen son an2 (4,17 atm L2 / mol2 )(3,50 mol)2 = V2 (5,20 L)2 nb = (3,50 mol) = 1,89 atm (0,0371 L/mol) = 0,130 L (Continuado) Machine Translated by Google 214 Capítulo 5 ÿ Gases Finalmente, sustituyendo estos valores en la ecuación de van der Waals, tenemos (P + 1,89 atm) (5,20 L - 0,130 L) = (3,50 mol) (0,0821 L · atm ÿ K · mol) (320 K) P = 16,2 atm Verificar Con base en tu comprensión del comportamiento de los gases no ideales, ¿es razonable que la presión calculada con la ecuación de van der Waals sea menor que la que se calcula con la ecuación de los gases ideales? ¿Por qué? Ejercicio de práctica Con los datos que se muestran en la tabla 5.4, calcule la presión ejercida por 4,37 moles de cloro molecular confinado en un volumen de 2,45 L a 38 °C. Compare la presión con la calculada usando la ecuación de gas ideal. Problema similar: 5.93. Revisión de conceptos y hechos 5.8.1 ¿Qué condiciones de presión y temperatura causan la mayor desviación del comportamiento del gas ideal? 5.8.2 Utilizando la ecuación de van der Waals, determine la presión ejercida por 2,25 moles de CH4 en un recipiente de 5,25 L a 25 °C. Objetivos de aprendizaje ÿ Resumir las características de los gases que los diferencian de los sólidos y líquidos. (Sección 5.1) ÿ Comprender la definición y las unidades comunes de presión. (Sección 5.2) ÿ Interconvertir unidades de presión. (Sección 5.2) ÿ Evaluar las leyes de Boyle, Charles y Avogadro y cómo pueden combinarse para interconvertir medidas de presión, volumen y temperatura. (Sección 5.3) ÿ Aplicar la ecuación de los gases ideales para determinar la presión, el volumen, los moles o la temperatura de un gas dados todos los demás valores. (Sección 5.4) ÿ Identificar las condiciones de temperatura y presión estándar de los gases. (Sección 5.4) ÿ Emplear la ecuación de los gases ideales para determinar la densidad y la masa molar de un gas. (Sección 5.4) ÿ Manipular la ecuación de los gases ideales para calcular cantidades estequiométricas. (Sección 5.5) ÿ Determinar fracciones molares y presiones parciales para gases en una mezcla. (Sección 5.6) ÿ Interpretar los supuestos básicos de la teoría cinético molecular. (Sección 5.7) ÿ Comparar efusión y difusión. (Sección 5.7) ÿ Explicar los factores que hacen que los gases se desvíen del comportamiento de gas ideal. (Sección 5.8) ÿ Demostrar el uso de la ecuación de van der Waals para determinar la presión de un gas real. (Sección 5.8) ecuaciones clave P1V1 = P2V2 (5.2) V1 = T1 P1 T1 T2 = Ley de Boyle. Para calcular cambios de presión o volumen. V2 (5.4) Ley de Carlos. Para calcular cambios de temperatura o volumen. (5.6) Ley de Carlos. Para calcular cambios de temperatura o presión. P2 T2 Machine Translated by Google Resumen de conceptos y hechos V = k4n (5.7) Ley de Avogadro. P y T constantes . VP = nRT (5,8) Ecuación de los gases ideales. P1V1 P2V2 = n1T1 n2T2 P1V1 P2V2 = T1 metro = Para calcular cambios de presión, temperatura, volumen o cantidad de gas. (5.10) Para calcular cambios de presión, temperatura o volumen cuando n es constante. (5.11) Para calcular la densidad o la masa molar. Pÿ RT V no Xi = (5.9) T2 re = 215 Definición de fracción molar. (5.13) nT Pi = XiPT (5.14) Ley de presiones parciales de Dalton. Para el cálculo parcial presiones EC = 1 2mu2 = CT (5.15) Relacionar la energía cinética promedio de un gas con su temperatura absoluta. urm = 3RT _ÿ r1 r2 = ÿ ÿ2ÿ1 (5.16) (5.17) Para calcular la velocidad cuadrática media de las moléculas de gas. Ley de difusión y efusión de Graham. an2 (P + V2 )(V ÿ nb) = nRT (5.18) Ecuación de Van der Waals. Para calcular la presión de un gas no ideal. Resumen de conceptos y hechos 1. A 25 °C y 1 atm, existen varios elementos y compuestos 8. La ley de presiones parciales de Dalton establece que cada gas moleculares en forma de gases. Los compuestos iónicos son en una mezcla de gases ejerce la misma presión que si estuviera sólidos en lugar de gases en condiciones atmosféricas. solo y ocupara el mismo volumen. 2. Los gases ejercen presión porque sus moléculas se mueven 9. La teoría cinética molecular, una forma matemática de describir el libremente y chocan con cualquier superficie con la que hacen comportamiento de las moléculas de gas, se basa en los contacto. Las unidades de presión de gas incluyen milímetros de siguientes supuestos: las moléculas de gas están separadas por mercurio (mmHg), torr, pascales y atmósferas. distancias mucho mayores que sus propias dimensiones, poseen Una atmósfera equivale a 760 mmHg o 760 torr. 3. Las relaciones presión-volumen de los gases ideales se rigen por la ley de Boyle: el volumen es inversamente proporcional a la presión (a T y n constantes). 4. Las relaciones temperatura-volumen de los gases ideales se masa pero tienen un volumen insignificante, son en constante movimiento y frecuentemente chocan entre sí. Las moléculas no se atraen ni re por el one another. 10. Una curva de distribución de velocidad de Maxwell muestra cuántas describen mediante la ley de Charles y Gay-Lussac: el volumen moléculas de gas se mueven a varias velocidades a una temperatura es directamente proporcional a la temperatura (a P y n constantes ). determinada. A medida que aumenta la temperatura, más moléculas 5. El cero absoluto (ÿ273,15 °C) es la temperatura más baja se mueven a mayor velocidad. 11. En la difusión, dos gases se mezclan gradualmente. teóricamente alcanzable. La escala de temperatura Kelvin toma En efusión, las moléculas de gas se mueven a través de una 0 K como cero absoluto. En todos los cálculos de la ley de los pequeña abertura bajo presión. Ambos procesos se rigen por la misma ley matemática: la ley de difusión y efusión de Graham. gases, la temperatura debe expresarse en kelvin. 6. Las relaciones cantidad-volumen de los gases ideales se describen mediante la ley de Avogadro: Volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas (a las mismas T y P). 12. La ecuación de van der Waals es una modificación de la ecuación de los gases ideales que tiene en cuenta el comportamiento no ideal de los gases reales. Corrige el hecho de que las moléculas 7. La ecuación de los gases ideales, PV = nRT, combina las leyes de gas reales ejercen fuerzas entre sí y que tienen volumen. Las de Boyle, Charles y Avogadro. Esta ecuación describe el constantes de van der Waals se determinan experimentalmente comportamiento de un gas ideal. para cada gas. Machine Translated by Google 216 Capítulo 5 ÿ Gases Palabras clave Escala de temperatura Ley de Dalton de las absoluta, pág. 184 Escala de temperatura presiones parciales, pág. 197 Kelvin, pág. 184 Presión, pág. 177 Raíz cuadrática media (rms) Cero absoluto, pág. 184 Difusión, pág. 208 Energía cinética (EC), pág. 204 velocidad (urms), pág. 207 Presión atmosférica, pág. 178 Efusión, pág. 210 Teoría cinética molecular de los Presión atmosférica estándar (1 atm), Ley de Avogadro, pág. 185 Constante de gas (R), pág. 186 Barómetro, pág. 178 ley de graham de Ley de Boyle, pág. 180 gases, pág. 204 Manómetro, pág. 179 difusión, pág. 210 Ley de Charles y Gay-Lussac, pág. 184 Ley de Charles, pág. 184 Fracción molar, pág. 198 Gas ideal, pág. 186 Newton (N), pág. 177 Ecuación de los gases ideales, pág. 186 Presión parcial, pág. 197 Joule (J), pág. 204 Pascual (Pa), págs. 178 pág. 178 Temperatura y presión estándar (STP), pág. 187 ecuación de van der Waals, pág. 213 Preguntas y problemas Problemas numerados en rojo resueltos en Student Solutions Manual 5.9 ¿Cuál es la diferencia entre un gas y un vapor? A 25°C, ¿cuál de las siguientes sustancias en la fase gaseosa 5.1 Sustancias que existen como gases debería llamarse correctamente gas y cuál debería llamarse Preguntas de revisión vapor: nitrógeno molecular (N2), mercurio? 5.1 Nombre cinco elementos y cinco compuestos que existen como gases a temperatura ambiente. 5.2 5.10 Si la distancia máxima a la que se puede sacar agua de un pozo con una bomba de succión es de 34 pies (10,3 m), ¿cómo es posible Enumera las características físicas de los gases. obtener agua y petróleo a cientos de pies debajo de la superficie de la Tierra? 5.2 Presión de un gas 5.11 ¿Por qué si la lectura del barómetro cae en uno Preguntas de revisión 5.3 parte del mundo, debe surgir en otro lugar? Defina la presión y dé las unidades comunes para 5.12 ¿Por qué los astronautas tienen que usar trajes protectores cuando presión. están en la superficie de la luna? 5.4 Cuando estás en un avión volando a gran altura, a menudo te duelen los oídos. Este malestar puede aliviarse temporalmente Problemas bostezando o tragando un poco de agua. Explique. 5.13 Convierta 562 mmHg a atm. 5.5 ¿Por qué el mercurio es una sustancia más adecuada para usar en un barómetro que el agua? 5.6 5.14 La presión atmosférica en la cumbre de Denali (anteriormente conocida como Mt. McKinley) es de 606 mmHg en cierto día. ¿Cuál es la presión en atm y en kPa? Explique por qué la altura del mercurio en un barómetro es independiente del área de la sección transversal del tubo. ¿Seguiría funcionando el barómetro si el tubo estuviera inclinado en un ángulo, digamos 15 grados (vea la figura 5.3)? 5.7 5.3 Las leyes de los gases Explique cómo se puede usar una unidad de longitud (mmHg) como unidad de presión. 5.8 Preguntas de revisión 5.15 Enuncie las siguientes leyes de los gases con palabras y también en Describa qué sucedería con la columna de mercurio en estos forma de ecuación: ley de Boyle, ley de Charles, ley de manómetros cuando se abre la llave de paso. Avogadro. En cada caso, indique las condiciones bajo las cuales se aplica la ley y dé las unidades para cada cantidad en la ecuación. Aspiradora 5.16 Cierta cantidad de gas está contenida en un manómetro de mercurio cerrado como se muestra aquí. Suponiendo que no cambien otros parámetros, h aumentaría, disminuiría o permanecería igual si (a) se aumentara la cantidad de gas; (b) la masa molar h h del gas se duplicó; (c) se incrementó la temperatura del gas; (d) se incrementó la presión atmosférica en la habitación; (e) el mercurio en el tubo se reemplazó con un fluido menos denso; (f) se agregó algo de gas al vacío en la parte superior del tubo del lado derecho; (g) se perforó un agujero en la parte superior del tubo del lado derecho? (a) (B) Machine Translated by Google Preguntas y problemas Aspiradora 217 5.19 Un gas que ocupa un volumen de 725 mL a una presión de 0,970 atm se expande a temperatura constante hasta que su presión llega a 0,541 atm. ¿Cuál es su volumen final? 5.20 A 46 °C, una muestra de gas amoníaco ejerce una presión de 5,3 atm. ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a un décimo (0,10) del valor original a la misma temperatura? h 5.21 El volumen de un gas es 5,80 L, medido a 1,00 atm. ¿Cuál es la presión del gas en mmHg si el volumen cambia a 9,65 L? (La temperatura permanece constante.) 5.22 Una muestra de aire ocupa 3,8 L cuando la presión es de 1,2 atm. a) ¿Qué volumen ocupa a 6,6 atm? (b) ¿Qué presión se requiere para comprimirlo a 0.075 L? (La temperatura se mantiene constante.) Problemas 5.17 Una muestra gaseosa de una sustancia se enfría a presión constante. ¿Cuál de los diagramas (a)–(d) representa mejor la situación si la temperatura final está (i) por encima del punto de ebullición de la sustancia y (ii) por debajo del punto de ebullición pero por encima del punto de congelación de la sustancia? 5.23 Un volumen de 36.4 L de gas metano se calienta de 25 °C a 88 °C a presión constante. ¿Cuál es el volumen final del gas? 5.24 En condiciones de presión constante, una muestra de hidrógeno gaseoso inicialmente a 88 °C y 9,6 L se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 L. ¿Cuál es su temperatura final? 5.25 El amoníaco se quema en oxígeno gaseoso para formar óxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de NO se obtienen de un volumen de amoníaco a la misma temperatura y presión? 5.26 El cloro molecular y el flúor molecular se combinan para formar (a) (B) (C) (D) 5.18 Considere la siguiente muestra gaseosa en un cilindro equipado con un pistón móvil. Inicialmente hay n moles del gas a temperatura T, presión P y volumen V. un producto gaseoso. Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, se encuentra que un volumen de Cl2 reacciona con tres volúmenes de F2 para producir dos volúmenes del producto. ¿Cuál es la fórmula del producto? 5.4 La ecuación de los gases ideales Preguntas de revisión 5.27 Enumere las características de un gas ideal. Escriba la ecuación del gas ideal y también exprésela con palabras. Da las unidades para cada término en la ecuación. 5.28 Utilice la ecuación (5.9) para derivar todas las leyes de los gases. Elija el cilindro que represente correctamente el gas después de cada uno de los siguientes cambios. (1) La presión sobre el pistón se triplica a n y T constantes. (2) La temperatura se duplica a n y P constantes. (3) Se agregan n moles de otro gas a T constante y P. (4) T se reduce a la mitad y la presión sobre el pistón se reduce a un cuarto de su valor original. 5.29 ¿Qué son la temperatura y la presión estándar (STP)? ¿Cuál es el significado de STP en relación con el volumen de 1 mol de un gas ideal? 5.30 ¿Por qué la densidad de un gas es mucho menor que la de un líquido o sólido en condiciones atmosféricas? ¿Qué unidades se utilizan normalmente para expresar la densidad de los gases? Problemas 5.31 Una muestra de nitrógeno gaseoso guardada en un recipiente de 2,3 L de volumen y a una temperatura de 32°C ejerce una presión de 4,7 atm. Calcular el número de moles de gas presentes. (a) (B) (C) 5.32 Dado que hay 6,9 moles de monóxido de carbono gaseoso en un recipiente con un volumen de 30,4 L, ¿cuál es la presión del gas (en atm) si la temperatura es de 62 °C? Machine Translated by Google 218 Capítulo 5 ÿ Gases 5.33 ¿Qué volumen ocuparán 5,6 moles de gas hexafluoruro de azufre (SF6) si la temperatura y la presión del gas son 128°C y 9,4 atm? 5.34 Cierta cantidad de gas a 25°C y a una presión de 0.800 atm está contenida en un recipiente de vidrio. Suponga que el recipiente puede soportar una presión de 2,00 atm. ¿Qué tan alto se puede elevar la temperatura del gas sin reventar el recipiente? 5.35 Un globo lleno de gas que tiene un volumen de 2,50 L a 1,2 atm y 25 °C se eleva a la estratosfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra), donde la temperatura y la presión son ÿ23 °C y 3,00 × 10ÿ3 atm, respectivamente. Calcular el final volumen del globo. 5.36 La temperatura de 2.5 L de un gas inicialmente en STP se eleva a 250°C a volumen constante. Calcula el presión final del gas en atm. 5.37 La presión de 6,0 L de un gas ideal en un recipiente flexible se reduce a un tercio de su presión original y su temperatura absoluta se reduce a la mitad. ¿Cuál es el volumen final del gas? 5.38 Un gas que se desprende durante la fermentación de glucosa (elaboración de vino) tiene un volumen de 0,78 L a 20,1 °C y 1,00 atm. ¿Cuál fue el volumen de este gas a la temperatura de fermentación de 36,5°C y 1,00 atm de presión? 5.39 Se permitió que un gas ideal originalmente a 0.85 atm y 66°C se expandiera hasta que su volumen, presión y temperatura finales fueran de 94 mL, 0.60 atm y 45°C, respectivamente. ¿Cuál fue su volumen inicial? 5.40 Calcula su volumen (en litros) de 88,4 g de CO2 en STP. 5.41 Un gas a 772 mmHg y 35.0°C ocupa un volumen de 6.85 L. Calcular su volumen en STP. 5.42 El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0,050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío de 4,6 L a 30 °C. Calcule la presión dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se haya convertido en gas CO2. 5.43 En STP, 0.280 L de un gas pesa 0.400 g. Calcular la masa molar del gas. 5.44 A 741 torr y 44 °C, 7,10 g de un gas ocupan un volumen de 5,40 L. ¿Cuál es la masa molar del gas? 5.45 Las moléculas de ozono en la estratosfera absorben gran parte de la radiación dañina del sol. Por lo general, la temperatura y la presión del ozono en la estratosfera son 250 K y 1,0 × 10ÿ3 atm, respectivamente. ¿Cuántas moléculas de ozono están presentes en 1,0 L de aire en estas condiciones? 5.46 Suponiendo que el aire contiene 78 por ciento de N2, 21 por ciento de O2 y 1 por ciento de Ar, todo en volumen, ¿cuántas moléculas de cada tipo de gas están presentes en 1,0 L de aire en STP? 5.47 Un recipiente de 2,10 L contiene 4,65 g de un gas a 1,00 atm y 27,0 °C. (a) Calcule la densidad del gas en gramos por litro. (b) ¿Cuál es la masa molar del gas? 5.48 Calcule la densidad del gas bromuro de hidrógeno (HBr) en gramos por litro a 733 mmHg y 46°C. 5.49 Cierto anestésico contiene 64.9 por ciento de C, 13.5 por ciento de H y 21.6 por ciento de O en masa. A 120°C y 750 mmHg, 1,00 L del compuesto gaseoso pesa 2,30 g. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 5.50 Un compuesto tiene la fórmula empírica SF4. A 20 °C, 0,100 g del compuesto gaseoso ocupan un volumen de 22,1 mL y ejercen una presión de 1,02 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del gas? 5.51 ¿Qué presión se requerirá para que el neón a 30 °C tenga la misma densidad que el nitrógeno a 20 °C y 1,0 atm? 5.52 La densidad de una mezcla de gases de flúor y cloro es de 1,77 g/L a 14 °C y 0,893 atm. Calcular el porcentaje en masa de los gases. 5.5 Estequiometría de gases Problemas 5.53 Considere la formación de dióxido de nitrógeno a partir de óxido nítrico y oxígeno: 2NO(g) + O2(g) ÿ 2NO2(g) Si se hacen reaccionar 9,0 L de NO con un exceso de O2 en STP, ¿cuál es el volumen en litros del NO2 producido? 5.54 El metano, el principal componente del gas natural, se usa para calentar y cocinar. El proceso de combustión es CH4(g) + 2O2(g) ÿ CO2(g) + 2H2O(l) Si se hacen reaccionar 15,0 moles de CH4 , ¿cuál es el volumen de CO2 (en litros) producido a 23,0 °C y 0,985 atm? 5.55 Cuando se quema carbón, el azufre presente en el carbón se convierte en dióxido de azufre (SO2), que es responsable del fenómeno de la lluvia ácida. S (s) + O2 (g) ÿ SO2 (g) Si se hacen reaccionar 2,54 kg de S con oxígeno, calcule el volumen de gas SO2 (en ml) que se forma a 30,5 °C y 1,12 atm. 5.56 En la fermentación alcohólica, la levadura convierte la glucosa en etanol y dióxido de carbono: C6H12O6(s) ÿ 2C2H5OH(l) + 2CO2(g) Si se hacen reaccionar 5,97 g de glucosa y 1,44 L de CO2 el gas se recolecta a 293 K y 0.984 atm, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? 5.57 Un compuesto de P y F se analizó de la siguiente manera: calentando 0.2324 g del compuesto en un recipiente de 378 cm3 El recipiente lo convirtió todo en gas, que tenía una presión de 97,3 mmHg a 77°C. Luego, el gas se mezcló con una solución de cloruro de calcio, lo que convirtió todo el F en 0,2631 g de CaF2. Determine la fórmula molecular del compuesto. 5.58 Una cantidad de 0.225 g de un metal M (masa molar = 27.0 g/ mol) liberó 0.303 L de hidrógeno molecular (medido a 17°C y 741 mmHg) de un exceso de ácido clorhídrico. Deducir de estos datos la ecuación correspondiente y escribir fórmulas para el óxido y sulfato de M. Machine Translated by Google Preguntas y problemas 5.59 ¿Cuál es la masa del NH4Cl sólido que se forma cuando se mezclan 73,0 g de NH3 con una masa igual de HCl? ¿Cuál es el volumen del gas restante, medido a 14.0°C y 752 mmHg? ¿Qué gas es? 5.60 La disolución de 3,00 g de una muestra impura de carbonato de calcio en ácido clorhídrico produjo 0,656 L de dióxido de carbono (medido a 20,0 °C y 792 mmHg). Calcule el porcentaje en masa de carbonato de calcio en la muestra. Indique cualquier suposición. 5.61 Calcule la masa en gramos de cloruro de hidrógeno que se produce cuando 5,6 L de hidrógeno molecular medidos en STP reaccionan con un exceso de cloro molecular gaseoso. 5.62 El etanol (C2H5OH) se quema en el aire: C2H5OH(l) + O2(g) ÿ CO2(g) + H2O(l) 5.63 219 la presión es de 1,00 atm. Calcule (a) la presión parcial de cada gas en atm y (b) la concentración de cada gas en moles por litro a 0°C. (Sugerencia: debido a que el volumen es proporcional al número de moles presentes, las fracciones molares de los gases se pueden expresar como proporciones de volúmenes a la misma temperatura y presión). 5.70 Una mezcla de gases de helio y neón se recolecta sobre agua a 28.0°C y 745 mmHg. Si la presión parcial del helio es de 368 mmHg, ¿cuál es la presión parcial del neón? (Presión de vapor de agua a 28°C = 28,3 mmHg.) 5.71 Una pieza de sodio metálico reacciona completamente con agua de la siguiente manera: 2Na(s) + 2H2O(l) ÿ 2NaOH(aq) + H2(g) Balancee la ecuación y determine el volumen de aire en litros a 35.0°C y 790 mmHg requerido para quemar 227 g de etanol. Suponga que el aire es 21.0 por ciento de O2 por volumen. El hidrógeno gaseoso generado se recoge sobre agua a 25,0°C. El volumen del gas es de 246 ml medido a 1,00 atm. Calcular el número de gramos de sodio utilizados en la reacción. (Presión de vapor de agua a 25°C = 0,0313 atm.) (a) ¿Qué volúmenes (en litros) de amoníaco y oxígeno deben reaccionar para formar 12.8 L de óxido nítrico de acuerdo con la ecuación a la misma temperatura y presión? 5.72 Una muestra de zinc metálico reacciona completamente con un exceso de ácido clorhídrico: 4NH3(g) + 5O2(g) ÿ 4NO(g) + 6H2O(g) (b) ¿Qué volúmenes (en litros) de propano y vapor de agua deben reaccionar para formar 8.96 L de hidrógeno de acuerdo con la ecuación a la misma temperatura y presión? C3H8(g) + 3H2O(g) ÿ 3CO(g) + 7H2(g) 5.64 Una muestra de 4.00 g de FeS que contiene impurezas sin sulfuro reaccionó con HCl para dar 896 mL de H2S a 14°C y 782 mmHg. Calcular el porcentaje de pureza en masa de la muestra. 5.6 Ley de presiones parciales de Dalton Preguntas de revisión 5.65 Enuncie la ley de presiones parciales de Dalton y explique qué es la fracción molar. ¿La fracción molar tiene unidades? 5.66 Una muestra de aire contiene sólo nitrógeno y oxígeno, cuyas presiones parciales son 0,80 atm y 0,20 atm, respectivamente. Calcule la presión total y las fracciones molares de los gases. Problemas Zn(s) + 2HCl(aq) ÿ ZnCl2(aq) + H2(g) El hidrógeno gaseoso producido se recolecta sobre agua a 25.0°C usando un arreglo similar al que se muestra en la figura 5.15. El volumen del gas es de 7,80 L y la presión es de 0,980 atm. Calcular la cantidad de zinc metálico en gramos consumidos en la reacción. (Presión de vapor de agua a 25°C = 23,8 mmHg.) 5.73 El helio se mezcla con oxígeno gaseoso para buceadores de aguas profundas. Calcule el porcentaje por volumen de oxígeno gaseoso en la mezcla si el buzo tiene que sumergirse a una profundidad donde la presión total es de 4,2 atm. La presión parcial de oxígeno se mantiene a 0,20 atm a esta profundidad. 5.74 Una muestra de gas amoníaco (NH3) se descompone completamente en nitrógeno e hidrógeno gaseoso sobre lana de hierro caliente. Si la presión total es de 866 mmHg, calcule las presiones parciales de N2 y H2.ÿ 5.75 Considere los tres contenedores de gas (i)–(iii). Todos ellos tienen el mismo volumen y están a la misma temperatura. (a) ¿Qué recipiente tiene la fracción molar más pequeña de gas A (esfera azul)? (b) ¿Qué recipiente tiene la mayor presión parcial del gas B (esfera verde)? 5.67 Una mezcla de gases contiene 0,31 mol de CH4, 0,25 mol de C2H6 y 0,29 mol de C3H8. La presión total es de 1,50 atm. Calcular las presiones parciales de los gases. 5.68 Un matraz de 2,5 L a 15 °C contiene una mezcla de N2, He y Ne a presiones parciales de 0,32 atm para N2, 0,15 atm para He y 0,42 atm para Ne. (a) Calcule la presión total de la mezcla. (b) Calcule el volumen en litros en STP ocupado por He y Ne si el N2 se elimina selectivamente. 5.69 El aire seco cerca del nivel del mar tiene la siguiente composición por volumen: N2, 78.08 por ciento; O2, 20,94 por ciento; Ar, 0,93 por ciento; CO2, 0,05 por ciento. el atmosférico (I) (ii) (iii) 5.76 El volumen de la caja de la derecha es el doble que el de la caja de la izquierda. Las cajas contienen átomos de helio (rojo) y moléculas de hidrógeno (verde) a la misma temperatura. (a) ¿Qué caja tiene un total más alto? Machine Translated by Google 220 Capítulo 5 ÿ Gases ¿presión? (b) ¿Qué caja tiene una presión parcial de helio más baja? 5.87 Se encuentra que un gas que se desprende de la fermentación de la glucosa se efunde a través de una barrera porosa en 15.0 min. En las mismas condiciones de temperatura y presión, un volumen igual de N2 tarda 12,0 min en efundirse a través de la misma barrera. Calcule la masa molar del gas y sugiera cuál podría ser el gas. 5.88 El níquel forma un compuesto gaseoso de fórmula Ni(CO)x. ¿Cuál es el valor de x dado que, en las mismas condiciones de temperatura y presión, el metano (CH4) se efunde 3,3 veces más rápido que el compuesto? 5.7 La teoría cinética molecular de los gases Preguntas de revisión 5.77 ¿Cuáles son los supuestos básicos de la teoría cinética molecular de los gases? ¿Cómo explica la teoría cinética molecular la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Avogadro y la ley de presiones parciales de Dalton? 5.78 ¿Qué nos dice la curva de distribución de velocidad de Maxwell? ¿Funciona la teoría de Maxwell para una muestra de 200 moléculas? Explique. 5.79 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta? (a) El calor se 5.8 Desviación del comportamiento ideal Preguntas de revisión 5.89 Cite dos piezas de evidencia para mostrar que los gases no no se comportan idealmente bajo todas las condiciones. 5.90 ¿Bajo qué conjunto de condiciones se esperaría que un gas se comportara de manera más ideal: (a) alta temperatura y baja presión, (b) alta temperatura y alta presión, (c) baja temperatura y alta presión, o (d) baja temperatura y baja presion? produce por la colisión de moléculas de gas entre sí. (b) Cuando se calienta un gas, las moléculas chocan entre sí con más frecuencia. 5.91 Se muestran gráficas de PV/RT contra P para un mol de un gas no ideal a dos temperaturas diferentes. ¿Qué curva está a la 5.80 ¿Cuál es la diferencia entre difusión y efusión de gases? Enuncie la ley de Graham y defina los términos en la ecuación (5.17). temperatura más alta? Problemas 5.81 Compare las velocidades de raíz cuadrada media de O2 y UF6 a 65 °C. 5.82 La temperatura en la estratosfera es ÿ23°C. fotovoltaica RT Calcule las velocidades cuadráticas medias de las moléculas 1.0 PAGS de N2, O2 y O3 en esta región. 5.83 La distancia promedio recorrida por una molécula entre colisiones sucesivas se denomina trayectoria libre media. Para una cantidad dada de un gas, ¿cómo depende la trayectoria libre media de un gas de (a) la densidad, (b) la temperatura a volumen constante, (c) la presión a temperatura constante, (d) el volumen a temperatura constante y (e) el tamaño de los átomos? 5.92 a) Se introduce un gas real en un matraz de volumen V. ¿El volumen corregido del gas es mayor o menor que V? (b) El 5.84 A cierta temperatura, las velocidades de seis moléculas gaseosas en un recipiente son 2,0 m/s, 2,2 m/s, 2,6 m/s, 2,7 m/s, 3,3 m/s amoníaco tiene un valor mayor que el neón (consulte la tabla y 3,5 m/s. Calcule la velocidad cuadrática media de la raíz y la fuerzas de atracción entre las moléculas de amoníaco y entre los átomos de neón? velocidad promedio de las moléculas. Estos dos valores 5.4). ¿Qué puedes concluir acerca de la fuerza relativa de las promedio están cerca uno del otro, pero el valor de la raíz cuadrada media es siempre el mayor de los dos. ¿Por qué? Problemas 5.93 Utilizando los datos que se muestran en la tabla 5.4, calcule la 5.85 Con base en su conocimiento de la teoría cinética de los gases, obtenga la ley de Graham [ecuación (5.17)]. 5.86 El isótopo 235U sufre fisión cuando es bombardeado con neutrones. Sin embargo, su abundancia natural es sólo del 0,72 por ciento. Para separarlo del isótopo 238U más abundante , el presión ejercida por 2,50 moles de CO2 confinados en un volumen de 5,00 L a 450 K. Compare la presión con la predicha por la ecuación del gas ideal. 5.94 A 27 °C, 10,0 moles de un gas en un recipiente de 1,50 L ejercen una presión de 130 atm. ¿Es este un gas ideal? uranio primero se convierte en UF6, que se vaporiza fácilmente por encima de la temperatura ambiente. La mezcla del 235UF6 y 238UF6 Problemas adicionales luego, los gases se someten a muchas etapas de efusión. 5.95 Analice los siguientes fenómenos en términos de las leyes de los Calcular el factor de separación, es decir, el enriquecimiento de gases: (a) el aumento de presión en la llanta de un automóvil 235U relativo a 238U después de una etapa de efusión. en un día caluroso; (b) el "estallido" de un papel Machine Translated by Google 221 Preguntas y problemas bolso; (c) la expansión de un globo meteorológico a medida que galletas, donas y pan. (a) Calcule el volumen (en litros) de CO2 se eleva en el aire; (d) el ruido fuerte que se escucha cuando producido al calentar 5,0 g de NaHCO3 a 180 °C y 1,3 atm. (b) se rompe una bombilla. 5.96 En las mismas condiciones de temperatura y presión, ¿cuál de los siguientes gases se comportaría de manera más ideal: Ne, N2 También se ha utilizado bicarbonato de amonio (NH4HCO3) con el mismo fin. Sugiera una ventaja y una desventaja de usar NH4HCO3 en lugar de NaHCO3 o CH4? Explique. 5.97 La nitroglicerina, un compuesto explosivo, se descompone según la para hornear 5.106 Un barómetro que tiene un área de sección transversal de 1.00 cm2 ecuación al nivel del mar mide una presión de 76,0 cm de mercurio. La 4C3H5(NO3)3(s) ÿ 12CO2(g) + 10H2O(g) + 6N2(g) + O2(g) presión que ejerce esta columna de mercurio es igual a la presión que ejerce todo el aire sobre 1 cm2 de la superficie terrestre. Dado que la densidad del mercurio es de 13,6 g/ml y Calcule el volumen total de gases cuando se recolectan a 1,2 atm y 25 °C a partir de 2,6 × 102 g de nitroglicerina. ¿Cuáles el radio medio de la Tierra es de 6371 km, calcule la masa total de la atmósfera terrestre en kilogramos. (Pista: el área de la son las presiones parciales de los gases en estas condiciones? superficie de una esfera es 4ÿr2 , donde r es el radio de la 5.98 La fórmula empírica de un compuesto es CH. A 200°C, 0,145 g de este compuesto ocupan 97,2 mL a una presión de 0,74 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? esfera.) 5.107 Algunos limpiadores de desagües comerciales contienen una mezcla de hidróxido de sodio y polvo de aluminio. Cuando la mezcla se vierte por un desagüe obstruido, ocurre la siguiente 5.99 Cuando se calienta el nitrito de amonio (NH4NO2) , se descompone reacción: para dar nitrógeno gaseoso. Esta propiedad se usa para inflar algunas pelotas de tenis. (a) Escriba una ecuación balanceada 2NaOH(aq) + 2Al(s) + 6H2O(l) ÿ 2NaAl(OH)4(ac) + 3H2(g) para la reacción. (b) Calcule la cantidad (en gramos) de NH4NO2 necesaria para inflar una pelota de tenis a un volumen de 86,2 ml a 1,20 atm y 22 °C. 5.100 El porcentaje en masa de bicarbonato (HCO3 ÿ) en cierto producto El calor generado en esta reacción ayuda a derretir las obstrucciones, como la grasa, y el gas de hidrógeno liberado agita los sólidos que obstruyen el desagüe. Alka-Seltzer es 32.5 por ciento. Calcule el volumen de H2 formado a 23°C y 1,00 atm si se Calcule el volumen de CO2 generado (en ml) a 37 °C y 1,00 tratan 3,12 g de Al con un exceso de NaOH. atm cuando una persona ingiere una tableta de 3,29 g. (Pista: la reacción es entre HCO3 ÿ y ácido HCl en el estómago). 5.101 El punto de ebullición del nitrógeno líquido es ÿ196°C. Basándose 5.108 El volumen de una muestra de gas HCl puro fue de 189 mL a 25°C y 108 mmHg. Se disolvió completamente en unos 60 mL de agua y se tituló con una solución de NaOH; Se requirieron 15.7 únicamente en esta información, ¿piensa que el nitrógeno es un mL de la solución de NaOH para neutralizar el HCl. Calcular la gas ideal? molaridad de la solución de NaOH. 5.102 En el proceso metalúrgico de refinación del níquel, el metal se combina primero con monóxido de carbono para formar 5.109 El propano (C3H8) se quema en oxígeno para producir gas de tetracarbonilníquel, que es un gas a 43 °C: dióxido de carbono y vapor de agua. (a) Escriba una ecuación Ni (s) + 4CO (g) ÿ Ni (CO) 4 (g) balanceada para esta reacción. (b) Calcule el número de litros de dióxido de carbono medidos en STP que podrían producirse Esta reacción separa el níquel de otras impurezas sólidas. (a) Comenzando con 86,4 g de Ni, calcule la presión de Ni(CO)4 a partir de 7,45 g de propano. 5.110 Considere este aparato. Calcule las presiones parciales de helio y en un recipiente de 4,00 L de volumen. neón después de abrir la llave de paso. (Suponga que la reacción anterior se completa.) (b) A La temperatura permanece constante a 16°C. temperaturas superiores a 43 °C, se observa que la presión del gas aumenta mucho más rápidamente de lo previsto por la ecuación del gas ideal. Explique. 5.103 La presión parcial del dióxido de carbono varía con las estaciones. Él Nació ¿Esperaría que la presión parcial en el hemisferio norte fuera más alta en el verano o en el invierno? Explique. 5.104 Un adulto saludable exhala alrededor de 5.0 × 102 mL de una 1.2L 3.4L 0,63 atm 2,8 atm mezcla gaseosa con cada respiración. Calcular el número de moléculas presentes en este volumen a 37°C y 1,1 atm. Enumere los principales componentes de esta mezcla gaseosa. 5.105 El bicarbonato de sodio (NaHCO3) se llama bicarbonato de sodio porque cuando se calienta libera gas de dióxido de carbono, que es responsable de la elevación de 5.111 El óxido nítrico (NO) reacciona con el oxígeno molecular de la siguiente manera: C2H5OH(l) + O2(g) ÿ CO2(g) + H2O(l) Inicialmente, el NO y el O2 se separan como se muestra aquí. Cuando se abre la válvula, la reacción pasa rápidamente Machine Translated by Google 222 Capítulo 5 ÿ Gases hasta su finalización. Determine qué gases quedan al final y directamente enfrente de la rendija. El diámetro del cilindro es calcule sus presiones parciales. Suponga que la temperatura de 15,0 cm y gira a 130 revoluciones por segundo. (a) Calcule la permanece constante a 25°C. velocidad (m/s) a la que se mueve el objetivo. (Sugerencia: la circunferencia de un círculo viene dada por 2ÿr, donde r es el radio). (b) Calcule el tiempo (en segundos) que tarda el objetivo en recorrer 2,80 cm. (c) Determine la velocidad de los átomos NO O2 4,00 litros a 2,00 litros a 0.500 atm 1,00 atm de Bi. Compare su resultado en (c) con la urms de Bi a 850°C. Comenta la diferencia. Cilindro giratorio Objetivo 5.112 Considere este aparato. Cuando se introduce una pequeña cantidad de agua en el matraz apretando el bulbo del cuentagotas, el átomos bi agua sale disparada hacia arriba por el largo tubo de vidrio. Abertura Explique esta observación. (Sugerencia: el gas cloruro de hidrógeno es soluble en agua). 5.117 Si se introducen 10,00 g de agua en un matraz al vacío de 2,500 L de volumen a 65 °C, calcule la masa de agua vaporizada. gas HCl (Sugerencia: suponga que el volumen del agua líquida restante es insignificante; la presión de vapor del agua a 65 °C es de H2O 187,5 mmHg). 5.118 Comercialmente, el oxígeno comprimido se vende en cilindros metálicos. Si un cilindro de 120 L se llena con oxígeno a una presión de 132 atm a 22 °C, ¿cuál es la masa (en gramos) de Caucho bulbo H2O O2 presente? ¿Cuántos litros de gas O2 a 1,00 atm y 22°C podría producir el cilindro? (Suponga un comportamiento ideal.) 5.119 Las cáscaras de los huevos duros a veces se agrietan debido a la rápida expansión térmica de las cáscaras a altas temperaturas. 5.113 Describa cómo mediría, ya sea por medios físicos o químicos, las Sugiera otra razón por la cual las conchas pueden romperse. presiones parciales de una mezcla de gases de la siguiente composición: (a) CO2 y H2, (b) He y N2. 5.114 Cierto hidrato tiene la fórmula MgSO4 · xH2O. Una cantidad de 54,2 g del compuesto se calienta en un horno para eliminar el agua. Si el vapor generado ejerce una presión de 24,8 atm en un recipiente de 2,00 L a 120 °C, calcula x.ÿ 5.120 Las frutas emiten gas etileno (C2H4) y se sabe que es responsable de su maduración. Con base en esta información, explique por qué un racimo de plátanos madura más rápido en una bolsa de papel cerrada que en un recipiente. 5.121 Anualmente se utilizan como fertilizante unas 8,0 × 106 toneladas de urea [(NH2)2CO] . La urea se prepara a 200°C y en condiciones de alta presión a partir de dióxido de carbono y 5.115 Una mezcla de Na2CO3 y MgCO3 de 7.63 g de masa se hace amoníaco (los productos son urea y vapor). reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico. El gas CO2 Calcule el volumen de amoníaco (en litros) medido a 150 atm generado ocupa un volumen de 1,67 L a 1,24 atm y 26°C. A partir de estos datos, calcule la composición porcentual en masa necesario para preparar 1,0 tonelada de urea. de Na2CO3 en la mezcla. 5.122 Algunos bolígrafos tienen un pequeño orificio en el cuerpo principal de la pluma. ¿Cuál es el propósito de este agujero? 5.123 Las leyes de los gases son de vital importancia para los buceadores. 5.116 El siguiente aparato puede usarse para medir la velocidad atómica La presión ejercida por 33 pies de agua de mar es equivalente y molecular. Suponga que un haz de átomos de metal se dirige a 1 atm de presión. (a) Un buzo asciende rápidamente a la hacia un cilindro giratorio en el vacío. Una pequeña abertura en superficie del agua desde una profundidad de 36 pies sin exhalar el cilindro permite que los átomos golpeen un área objetivo. gas de sus pulmones. ¿En qué factor aumentará el volumen de Debido a que el cilindro gira, los átomos que viajan a diferentes sus pulmones cuando llegue a la superficie? Suponga que la velocidades golpearán el objetivo en diferentes posiciones. Con temperatura es constante. (b) La presión parcial de oxígeno en el tiempo, una capa del metal se depositará en el área objetivo, el aire es de aproximadamente 0,20 atm. (El aire es 20 por ciento y se encuentra que la variación en su espesor corresponde a la de oxígeno por volumen.) En el buceo en aguas profundas, la distribución de velocidad de Maxwell. En un experimento se composición del aire que respira el buzo debe cambiarse para encuentra que a 850 °C algunos átomos de bismuto (Bi) golpean mantener esta presión parcial. ¿Cuál debe ser el contenido de el objetivo en un punto a 2,80 cm del punto oxígeno (en porcentaje por volumen) cuando la presión total ejercida Machine Translated by Google 223 Preguntas y problemas en el buzo es 4.0 atm? (A temperatura y presión constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles de gases). (Sugerencia: consulte el ensayo Química en acción “El buceo y las leyes de los gases” en la Sección 5.6). 5.125 Dos recipientes están etiquetados como A y B. El recipiente A contiene gas NH3 a 70 °C y el recipiente B contiene gas Ne a la misma temperatura. Si la energía cinética promedio del NH3 es 7.1 × 10ÿ21 J/molécula, calcule la velocidad cuadrática media de los átomos de Ne. 5.126 ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene la mayor a valor: CH4, F2, C6H6, Ne? 5.127 El siguiente procedimiento es una forma simple, aunque un tanto tosca, de medir la masa molar de un gas. Se introduce un líquido de 0.0184 g de masa en una jeringa como la que se muestra aquí inyectándola a través de la punta de goma con una aguja hipodérmica. Luego, la jeringa se transfiere a un baño de temperatura calentado a 45°C y el líquido se vaporiza. El volumen final del vapor (medido por el movimiento hacia afuera del émbolo) es de 5,58 ml y la presión atmosférica es de 760 mmHg. Dado que la fórmula empírica del compuesto es CH2, determine la masa molar del compuesto. Punta de goma 1 2 3 4 5 5.128 En 1995, un hombre se asfixió mientras caminaba junto a una mina abandonada en Inglaterra. En ese momento hubo una fuerte caída en la presión atmosférica debido a un cambio en el clima. Sugiere qué pudo haber causado la muerte del hombre. 5.129 Los óxidos ácidos como el dióxido de carbono reaccionan con óxidos básicos como el óxido de calcio (CaO) y el óxido de bario (BaO) para formar sales (carbonatos metálicos). (a) Escriba ecuaciones que representen estas dos reacciones. (b) Un estudiante colocó una mezcla de BaO y CaO con una masa combinada de 4,88 g en un matraz de 1,46 L que contenía gas dióxido de carbono a 35 °C y 746 mmHg. Una vez completadas las reacciones, descubrió que la presión de CO2 había descendido a 252 mmHg. Calcular la composición porcentual en masa de la mezcla. Suponga que los volúmenes de los sólidos son despreciables. 5.130 Identifique las curvas de distribución de velocidades de Maxwell que se muestran aquí con los siguientes gases: Br2, CH4, N2, SO3. Número de moléculas 5.124 El óxido nitroso (N2O) se puede obtener por descomposición térmica del nitrato de amonio (NH4NO3). (a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. (b) En cierto experimento, un estudiante obtiene 0.340 L del gas a 718 mmHg y 24°C. Si el gas pesa 0,580 g, calcule el valor de la constante del gas. 0 500 1000 1500 Velocidad molecular (m/s) 5.131 El motor en marcha de un automóvil produce monóxido de carbono (CO), un gas tóxico, a razón de unos 188 g de CO por hora. Un automóvil se deja en ralentí en un garaje mal ventilado que mide 6,0 m de largo, 4,0 m de ancho y 2,2 m de alto a 20 °C. (a) Calcule la tasa de producción de CO en moles por minuto. (b) ¿Cuánto tiempo llevaría desarrollar una concentración letal de CO de 1000 ppmv (partes por millón por volumen)? 5.132 El espacio interestelar contiene principalmente átomos de hidrógeno en una concentración de alrededor de 1 átomo/ cm3 . (a) Calcule la presión de los átomos de H. (b) Calcule el volumen (en litros) que contiene 1,0 g de átomos de H. La temperatura es de 3 K. 5.133 En la cima del monte Everest, la presión atmosférica es de 210 mmHg y la densidad del aire es de 0,426 kg/m3 . (a) Calcule la temperatura del aire, dado que la masa molar del aire es 29,0 g/mol. (b) Suponiendo que no haya cambios en la composición del aire, calcule el porcentaje de disminución del oxígeno gaseoso desde el nivel del mar hasta la cima del monte Everest. 5.134 La humedad relativa se define como la relación (expresada como porcentaje) entre la presión parcial de vapor de agua en el aire y la presión de vapor de equilibrio (véase la tabla 5.3) a una temperatura determinada. En cierto día de verano en Carolina del Norte, la presión parcial del vapor de agua en el aire es de 3.9 × 103 Pa a 30°C. Calcular la humedad relativa. 5.135 Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, ¿por qué 1 L de aire húmedo pesa menos que 1 L de aire seco? En los pronósticos meteorológicos, un frente de baja presión que se aproxima generalmente significa lluvia inminente. Explique. 5.136 El aire que ingresa a los pulmones termina en pequeños sacos llamados alvéolos. Es desde los alvéolos que el oxígeno se difunde a la sangre. El radio promedio de los alvéolos es de 0,0050 cm y el aire del interior contiene un 14 por ciento de oxígeno. Suponiendo que la presión en los alvéolos es de 1,0 atm y la temperatura de 37°C, calcule el número de moléculas de oxígeno en uno de los alvéolos. 3ÿr3 .) 4 (Pista: el volumen de una esfera de radio r es 5,137. Un estudiante rompe un termómetro y derrama la mayor parte del mercurio (Hg) en el suelo de un laboratorio que mide 15,2 m de largo, 6,6 m de ancho y 2,4 m de alto. (a ) Calcule la masa de vapor de mercurio (en gramos) en la habitación a 20 °C. La presión de vapor de mercurio a 20 °C es de 1,7 × 10-6 atm. (b) ¿Excede la concentración de vapor de mercurio la calidad del aire? regulación de 0.050 mg Hg/m3 de aire? (c) Una forma de tratar Machine Translated by Google 224 Capítulo 5 ÿ Gases pequeñas cantidades de mercurio derramado es rociar polvo de los volúmenes V1 y V2 (V2 > V1) contienen el mismo número de azufre sobre el metal. Sugiera una razón física y química para esta acción. átomos de helio a la misma temperatura. (i) Compare las 5.138 Considere dos bombillos que contienen gases argón (izquierda) y oxígeno (derecha). Después de abrir la llave de paso, la presión de los gases combinados es de 1,08 atm. velocidades cuadráticas medias (rms) y las energías cinéticas promedio de los átomos de helio (He) en los matraces. (ii) Compare la frecuencia y la fuerza con la que los átomos de He chocan con las paredes de sus recipientes. (b) Se colocan números iguales de Calcula el volumen de la bombilla derecha. La temperatura se átomos de He en dos matraces del mismo volumen a las mantiene a 20°C. Suponga un comportamiento ideal. temperaturas T1 y T2 (T2 > T1). (i) Compare las velocidades rms de los átomos en los dos matraces. (ii) Compare la frecuencia y la fuerza con la que los átomos de He chocan con las paredes de sus recipientes. (c) Se colocan números iguales de átomos de He y de neón (Ne) en dos matraces del mismo volumen, y la temperatura Con O2 de ambos gases es de 74°C. Comente sobre la validez de las siguientes afirmaciones: (i) La velocidad rms de He es igual a la de Ne. (ii) Las energías cinéticas promedio de los dos gases son iguales. (iii) La velocidad rms de cada átomo de He es 1,47 × 103 n = 0,227 moles = 3,60 l n = 0,144 moles V =? 5.139 El dióxido de nitrógeno (NO2) no se puede obtener en forma pura en fase gaseosa porque existe como una mezcla de NO2 y N2O4. A 25 °C y 0,98 atm, la densidad de esta mezcla de gases es de 2,7 g/ L. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas? m/s. 5.146 Se ha dicho que cada respiración que tomamos, en promedio, contiene moléculas que una vez exhaló Wolfgang Amadeus Mozart (1756-1791). Los siguientes cálculos demuestran la validez de esta afirmación. (a) Calcule el número total de moléculas en la atmósfera. (Sugerencia: use el resultado del problema 5.106 y 29.0 g/mol 5.140 El ensayo Química en acción “Átomos superfríos” en la sección 5.7. describe el enfriamiento del vapor de rubidio a 5,0 × 10ÿ8 K. Calcule la velocidad cuadrática media y la energía cinética promedio de un átomo de Rb a esta temperatura. como la masa molar del aire). (b) Suponiendo que el volumen de cada respiración (al inhalar o exhalar) es de 500 ml, calcule el número de moléculas exhaladas en cada respiración. a 37°C, que es la temperatura corporal. (c) Si la duración de la vida de Mozart fue exactamente de 35 años, ¿cuál es el número de moléculas que exhaló en ese período? (Dado que una persona promedio respira 5.141 El hidruro de litio reacciona con el agua de la siguiente manera: C2H5OH(l) + O2(g) ÿ CO2(g) + H2O(l) 12 veces por minuto.) (d) Calcule la fracción de moléculas en la atmósfera que exhaló Mozart. ¿Cuántas de las moléculas de Mozart respiramos con cada inhalación de aire? Redondee su respuesta a Durante la Segunda Guerra Mundial, los pilotos de EE. UU. una cifra significativa. (e) Enumere tres suposiciones importantes llevaban fichas de LiH. En caso de un aterrizaje forzoso en el mar, el LiH reaccionaría con el agua de mar y llenaría sus cinturones en estos cálculos. salvavidas y botes salvavidas con gas hidrógeno. ¿Cuántos gramos de LiH se necesitan para llenar un cinturón salvavidas de 4,1 L a 0,97 atm y 12 °C? 5.142 La atmósfera de Marte está compuesta principalmente de dióxido de carbono. La temperatura de la superficie es de 220 K y la presión atmosférica es de aproximadamente 6,0 mmHg. 5.147 ¿A qué temperatura los átomos de He tendrán el mismo valor urms que las moléculas de N2 a 25°C? 5.148 Estime la distancia (en nanómetros) entre las moléculas de vapor de Tomando estos valores como "STP" marciano, calcule el volumen agua a 100 °C y 1,0 atm. Suponga un comportamiento ideal. molar en litros de un gas ideal en Marte. Repetir el cálculo para agua líquida a 100°C, dado que la densidad 5.143 La atmósfera de Venus está compuesta por un 96,5 % de CO2, un 3,5 del agua es de 0,96 g/cm3 a esa temperatura. Comenta tus % de N2 y un 0,015 % de SO2 resultados. (Suponga que la molécula de agua es una esfera con por volumen. Su presión atmosférica estándar es de 9,0 × 106 Pa. un diámetro de 0,3 nm). (Sugerencia: primero calcule la densidad Calcula las presiones parciales de los gases en pascales. numérica de las moléculas de agua. Luego, convierta la densidad numérica en densidad lineal, es decir, la cantidad de moléculas en 5.144 Un estudiante trata de determinar el volumen de una bombilla como la una dirección). que se muestra en la figura 5.12. Estos son sus resultados: Masa del bulbo lleno de aire seco a 23°C y 744 mmHg = 91,6843 g; masa del bulbo evacuado = 91,4715 g. Suponga que la composición del aire es 78 por ciento de N2, 21 por ciento de O2 y 1 por ciento de 5.149 ¿Cuál de los gases nobles no se comportaría idealmente bajo ninguna circunstancia? ¿Por qué? 5.150 Una relación conocida como fórmula barométrica es argón. útil para estimar el cambio en la presión atmosférica con la altitud. ¿Cuál es el volumen (en mililitros) del bulbo? La fórmula viene dada por P = P0eÿgÿh/RT, donde P y P0 son las (Sugerencia: primero calcule la masa molar promedio del aire, presiones a la altura h y al nivel del mar, respectivamente; g es la como se muestra en el problema 3.152). aceleración debida a la gravedad (9,8 m/s2 ); ÿ es la masa molar 5.145 Aplique su conocimiento de la teoría cinética de los gases a las siguientes situaciones. (a) Dos frascos de promedio del aire (29,0 g/mol); y R es el gas Machine Translated by Google 225 Preguntas y problemas constante. Calcule la presión atmosférica en atm a una altura temperatura y volumen como la mezcla original, calcule las de 5,0 km, suponiendo que la temperatura es constante a 5 °C fracciones molares de los gases. y P0 = 1,0 atm. 5.151 Una muestra de 5.72 g de grafito se calentó con 68.4 g de O2 en 5.159 Use la teoría cinética de los gases para explicar por qué sube el aire caliente. un matraz de 8.00 L. La reacción que se produjo fue 5.160 Una forma de obtener una comprensión física de b en la ecuación de van der Waals es calcular el “volumen excluido”. Suponga que la distancia de máxima aproximación entre dos átomos C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) Una vez completada la reacción, la temperatura en el matraz fue de 182°C. ¿Cuál fue la presión total dentro del matraz? similares es la suma de sus radios (2r). (a) Calcule el volumen alrededor de cada átomo en el que no puede penetrar el centro de otro átomo. (b) A partir de su resultado en (a), calcule el volumen excluido para 1 mol de los átomos, que es la constante b. ¿Cómo se compara este volumen con la suma de los 5.152 Una mezcla equimolar de H2 y D2 sale por un orificio (agujero pequeño) a cierta temperatura. Calcule la composición (en fracciones molares) de los gases que pasan por el orificio. La masa molar de D2 es 2,014 g/mol. volúmenes de 1 mol de los átomos? 5.161 Utilice las constantes de van der Waals de la tabla 5.4 para estimar el radio del argón en picómetros. (Sugerencia: vea el 5.153 Una mezcla de carbonato de calcio (CaCO3) y carbonato de magnesio (MgCO3) de 6.26 g de masa reacciona completamente con ácido clorhídrico (HCl) para generar 1.73 L de CO2 a 48°C problema 5.160). 5.162 Identifique el gas cuya velocidad cuadrática media es 2.82 veces la del yoduro de hidrógeno (HI) a la misma temperatura. y 1.12 atm. Calcular los porcentajes en masa de CaCO3 y MgCO3 en la mezcla. 5.163 Una muestra de 5.00 moles de NH3 gaseoso se mantiene en un recipiente de 1.92 L a 300 K. Si se supone que la ecuación de 5.154 Una muestra de 6.11 g de una aleación de Cu-Zn reacciona con ácido HCl para producir hidrógeno gaseoso. Si el hidrógeno gaseoso tiene un volumen de 1,26 L a 22°C y 728 mmHg, ¿cuál es el porcentaje de Zn en la aleación? (Pista: Cu no reacciona con HCl.) van der Waals da la respuesta correcta para la presión del gas, calcule el porcentaje de error cometido al usar la ecuación ideal. ecuación de gas para calcular la presión. 5.164 La velocidad cuadrática media de cierto óxido gaseoso es de 493 m/s a 20 °C. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 5.155 Un supervisor de almacén midió el contenido de un tambor de acetona de 25,0 galones parcialmente lleno un día en que la 5.165 Con referencia a la figura 5.17, vemos que el máximo de cada temperatura era de 18,0°C y la presión atmosférica de 750 gráfico de distribución de velocidad se denomina velocidad más mmHg, y encontró que quedaban 15,4 galones de solvente. probable (ump) porque es la velocidad que posee la mayor cantidad de moléculas. Está dado por ump = ÿ2RTÿÿ. (a) Después de sellar herméticamente el tambor, un asistente dejó caer el tambor mientras lo subía al laboratorio orgánico. El tambor estaba abollado y su volumen interno se redujo a 20,4 galones. ¿Cuál es la presión total dentro del tambor después Compare ump con urms para nitrógeno a 25°C. (b) El siguiente diagrama muestra las curvas de distribución de velocidad de Maxwell para un gas ideal a dos temperaturas diferentes T1 y del accidente? La presión de vapor de la acetona a 18,0°C es T2. de 400 mmHg. (Sugerencia: en el momento en que se selló el Calcular el valor de T2. tambor, la presión dentro del tambor, que es igual a la suma de las presiones del aire y la acetona, era igual a la presión T1 =300K atmosférica). 5.156 En 2.00 min, 29.7 mL de He efunden a través de un pequeño orificio. Bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, 10.0 mL de una mezcla de CO y CO2 efundir a través del agujero en la misma cantidad de tiempo. T2 = ? Calcular la composición porcentual por volumen de la mezcla. 5.157 Con referencia a la figura 5.22, explique lo siguiente: (a) ¿Por qué las curvas descienden por debajo de la línea horizontal etiquetada como gas ideal a bajas presiones y luego por qué 0 500 1000 1500 2000 Velocidad molecular (m/s) surgen por encima de la línea horizontal a presiones altas? (b) ¿Por qué todas las curvas convergen en 1 a presiones muy bajas? (c) Cada curva intercepta la línea horizontal etiquetada 5.166 En este cilindro tiene lugar una reacción gaseosa a volumen y como gas ideal. ¿Significa que en ese punto el gas se comporta presión constantes. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones idealmente? describe mejor la reacción? La temperatura inicial (T1) es el 5.158 Una mezcla de metano (CH4) y etano (C2H6) se almacena en un doble de la temperatura final (T2).ÿ recipiente a 294 mmHg. Los gases se queman en el aire para formar CO2 y H2O. Si la presión de CO2 es de 356 mmHg (a) A + B ÿ C medida al mismo (b) AB ÿ C + D Machine Translated by Google Capítulo 5 ÿ Gases (c) A + B ÿ C + D agua donde la temperatura es de 18.73°C y la presión del aire (d) A + B ÿ 2C + D es de 0.973 atm. La densidad del agua del lago es de 1,02 g/ cm3 . Usa la ecuación en (a) para determinar la profundidad del lago en metros. 5.170 Un estudiante midió primero la presión total de una mezcla de gases metano (CH4), etano (C2H6) y propano (C3H8) a cierta temperatura, que resultó ser 4.50 atm. Luego registró los espectros de masas de los gases que se muestran aquí. T1 T2 Calcular la presión parcial de los gases. 5.167 Un hidrocarburo gaseoso (que contiene átomos de C y H) en un recipiente de 20.2 L de volumen a 350 K y 5 6,63 atm reacciona con un exceso de oxígeno para formar 4 205,1 g de CO2 y 168,0 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula 3 molecular del hidrocarburo? 5.168 Tres matraces (a)–(c) contienen los gases A (rojo) y B (verde). (i) 2 Si la presión en (a) es de 4,0 atm, ¿cuáles son las presiones 1 en (b) y (c)? (ii) Calcule la presión total y la presión parcial de cada gas después de que se abren las válvulas. Los volúmenes 0 de (a) y (c) son de 4,0 L cada uno y el de (b) es de 2,0 L. La 0 temperatura es la misma en todas partes. 10 20 30 40 50 Masa molecular (uma) 5.171 En 2012, Felix Baumgartner saltó de un globo aproximadamente a 24 millas sobre la Tierra, rompiendo el récord del salto en paracaídas más alto. Alcanzó velocidades de más de 700 millas por hora y se convirtió en el primer paracaidista en superar la velocidad del sonido durante la caída libre. El globo de plástico lleno de helio que se usó para llevar a Baumgartner (a) (B) (C) al borde del espacio fue diseñado para expandirse a 8,5 × 108 L a fin de acomodar las bajas presiones a la altitud requerida está dada por P = hdg, donde h es la columna del fluido en para romper el récord. (a) Calcule la masa de helio en el globo a partir de las condiciones en el momento del salto (8,5 × 108 metros, d es la densidad en kg/m3 y g es la aceleración debida a la L, ÿ67,8 °C, 0,027 mmHg). (b) Determine el volumen del helio 5.169 (a) Demuestre que la presión ejercida por un fluido P (en pascales) gravedad (9,81 m/s2 ). en el globo justo antes de que se liberara, suponiendo una (Sugerencia: consulte el apéndice 1). (b) El volumen de una burbuja de aire que comienza en el fondo de un lago a 5,24 presión de 1,0 atm y una temperatura de 23 °C. °C aumenta en un factor de 6 a medida que sube a la superficie de Interpretación, modelado y estimación 5.172 ¿Cuál de los siguientes tiene mayor masa: una muestra de aire a 3.0 atm con oxígeno puro, ¿cuántos moles de O2 de volumen V a cierta temperatura T y presión P o una muestra estaría contenido en una cámara vacía? (b) Dado que un de aire más vapor de agua que tiene el mismo volumen ya la tanque lleno de oxígeno contiene alrededor de 2500 moles del misma temperatura y presión? 5.173 Un matraz con un volumen de 14,5 L contiene 1,25 moles de gas gas, ¿cuántas veces se podría llenar la cámara con un solo tanque de oxígeno? helio. Estime la distancia promedio entre los átomos de He en nanómetros. 5.174 La oxigenoterapia hiperbárica (TOHB) es muy eficaz para tratar quemaduras, lesiones por aplastamiento que impiden el flujo sanguíneo e infecciones que dañan los tejidos, así como la intoxicación por monóxido de carbono. Sin embargo, ha generado cierta controversia en su aplicación a otras enfermedades (por ejemplo, autismo, esclerosis múltiple). Aquí se muestra una cámara hiperbárica de oxígeno típica. TOHB se puede administrar usando una presión de hasta 6 atmósferas, pero las presiones más bajas son más comunes. (a) Si esta cámara estuviera presurizada Cortesía de Sechrist Industries, Inc. Machine Translated by Google Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 5.175 (a) Las bombillas fluorescentes contienen una pequeña cantidad 227 5.177 El 15 de octubre de 2009, se lanzó un globo de helio casero y, de mercurio, lo que da una presión de vapor de mercurio de durante un tiempo, se hizo creer a las autoridades que un alrededor de 1 × 10ÿ5 atm. Cuando se excitan eléctricamente, niño de 6 años se había llevado en el globo. (Más tarde se los átomos de Hg emiten luz ultravioleta, que excita el revestimiento de fósforo del tubo interior, que luego emite luz reveló que el incidente era un engaño). El globo viajó más de 50 millas y alcanzó una altura de 7000 pies. La forma y la visible (blanca). Estime la masa de vapor de Hg presente en envergadura del globo se muestran en la figura. ¿Cuánto el tipo de tubos fluorescentes largos y delgados que se usan peso podría levantar este globo? (Un globo de helio puede en las oficinas. (b) Las bombillas incandescentes de levantar una masa igual a la diferencia entre la masa de aire tungsteno ordinarias que se usan en los hogares se llenan y la masa de helio que estaría contenida en el globo.) ¿Podría realmente levantar a un niño de 6 años? con gas argón a aproximadamente 0,5 atm para retardar la sublimación del filamento de tungsteno. Estime el número de moles de Ar en una bombilla típica. 5.176 (a) Estime el volumen de aire a 1,0 atm y 22 °C necesario para inflar un neumático de bicicleta a una presión de 5,0 atm a la misma temperatura. (Observe que 5,0 atm es la presión 20 pies manométrica, que es la diferencia entre la presión de la llanta y la presión atmosférica). (b) La llanta se infla llenando el cilindro de una bomba manual con aire a 1,0 atm y luego, com presionando el gas en el cilindro, agregando todo el aire en la bomba al aire en el neumático. Si el volumen de la bomba es el 33 por ciento del volumen de la llanta, ¿cuál es la presión manométrica en la llanta después de tres carreras completas de la bomba? Respuestas a los ejercicios de práctica 5,1 0,986 atm. 5,2 39,3 kPa. 5,3 9,29 litros 5,4 30,6 litros 5,5 4,46 × 5,13 0,338 M. 5,14 CH4: 1,29 atm; C2H6: 0,0657 atm; C3H8: 103 mmHg. 5,6 0,68 atm. 5,7 2,6 atm. 5,8 13,1 g/L. 5,9 44,1 0,0181 atm. 5,15 0,0653 g. 5,16 321 m/s. 5,17 146 g/mol. 5,18 30,0 g/mol. 5.10 B2H6. 5,11 96,9 litros 5,12 4,75 litros atm; 45,5 atm utilizando la ecuación de los gases ideales. Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 5.2.1 1184 mmHg, 1,558 atm, 157,9 kPa. 5.2.2 (b) < (c) < (a) < (d). 5.2.3 Sería más fácil beber agua con una pajita al pie del monte 5.4.3 77,1 g/mol. 5.5.1 11,3 L. 5.5.2 Solo para la combustión de metano, CH4(g) + 2O2(g) ÿ CO2(l) + 2H2O(g). Everest porque allí la presión atmosférica es mayor, lo que ayuda a 5.6.1 Esfera azul: 0,43 atm; esfera verde: 1,3 atm; esfera roja: 0,87 empujar el agua hacia arriba por la pajita. 5.3.1 1,29 L. 5.3.2 (a) El atm. 5.6.2 XNe = 0,338. 5.6.3 0,702 atm. 5.7.1 (c) y (d). 5.7.2 Ne efunde más rápido. Efunde 2.551 volumen se duplica; (b) el volumen aumenta 1,4 veces. 5.3.3 50,0 ml. 5.4.1 458 K o 185°C. 5.4.2 Mayor volumen, (b); mayor densidad, (c). veces más rápido. 5.8.1 Alta presión y baja temperatura. 5.8.2 10,3 atm. Machine Translated by Google EL MISTERIO QUÍMICO ©McGraw-Hill Educación Sin oxígeno† E n septiembre de 1991, cuatro hombres y cuatro mujeres entraron en la burbuja de cristal más grande del mundo, conocido como Biosfera II, para probar la idea de que los humanos podrían diseñar y construir un ecosistema totalmente autónomo, un modelo para una futura colonia en otro planeta. Biosfera II (la Tierra se considera Biosfera I) era un minimundo de 3 acres, completo con una selva tropical, sabana, pantano, desierto y una granja en funcionamiento que estaba destinada a ser totalmente autosuficiente. Este experimento único iba a continuar durante 2 o 3 años, pero casi de inmediato hubo señales de que el proyecto podría estar en peligro. Poco después de que se selló la burbuja, los sensores dentro de la instalación mostraron que la concentración de oxígeno en la atmósfera de la Biosfera II había caído desde su nivel inicial de 21 por ciento (por volumen), mientras que la cantidad de dióxido de carbono había aumentado desde un nivel de 0.035 por ciento. (por volumen), o 350 ppm (partes por millón). De manera alarmante, el nivel de oxígeno siguió cayendo a un ritmo de alrededor del 0,5 por ciento al mes y el nivel de dióxido de carbono siguió aumentando, lo que obligó a la tripulación a encender depuradores químicos eléctricos, similares a los de los submarinos, para eliminar parte del exceso de CO2 . . Gradualmente, el nivel de CO2 se estabilizó alrededor de 4000 ppm, que es alto pero no peligroso. Sin embargo, la pérdida de oxígeno no se detuvo. En enero de 1993, 16 meses después del experimento, la concentración de oxígeno se había reducido al 14 por ciento, lo que equivale a la concentración de O2 en el aire a una altura de 4360 m (14 300 pies). La tripulación comenzó a tener problemas para realizar tareas normales. Para su seguridad era necesario bombear oxígeno puro a Biosfera II. Con todas las plantas presentes en la Biosfera II, la producción de oxígeno debería haber sido mayor como consecuencia de la fotosíntesis. ¿Por qué la concentración de oxígeno había descendido a un nivel tan bajo? Una pequeña parte de la pérdida se atribuyó al clima inusualmente nublado, que había ralentizado el crecimiento de las plantas. La posibilidad de que el hierro del suelo reaccionara con el oxígeno para formar óxido de hierro (III) u óxido se descartó, junto con varias otras explicaciones, por falta de pruebas. La hipótesis más plausible era que los microbios (microorganismos) estaban usando oxígeno para metabolizar el exceso de materia orgánica que se había agregado a los suelos para promover el crecimiento de las plantas. Este resultó ser el caso. Identificar la causa del agotamiento del oxígeno planteó otra pregunta. El metabolismo produce dióxido de carbono. Basado en la cantidad de oxígeno consumido por los microbios, el CO2 el nivel debería haber sido de 40.000 ppm, 10 veces lo que se midió. ¿Qué pasó con el exceso de gas? Después de descartar fugas al mundo exterior y reacciones entre el CO2 con compuestos en los suelos y en el agua, los científicos descubrieron que el concreto dentro de Biosphere II consumía grandes cantidades de CO2. El hormigón es una mezcla de arena y grava unida por un agente aglutinante que es una mezcla de hidratos de silicato de calcio e hidróxido de calcio. El hidróxido de calcio es el ingrediente clave en el misterio del CO2. El dióxido de carbono se difunde en la estructura porosa del concreto, luego reacciona con el hidróxido de calcio para formar carbonato de calcio y agua: Ca(OH)2(s) + CO2(g) ÿ CaCO3(s) + H2O(l) En condiciones normales, esta reacción continúa lentamente. Pero las concentraciones de CO2 en la Biosfera II eran mucho más altas de lo normal, por lo que la reacción fue mucho más rápida. De hecho, en poco más Adaptado con autorización de “Biosphere II: Out of Oxygen”, de Joe Alper, CHEM MATTERS, febrero de 1995, pág. 8. Copyright 1995 Sociedad Química Estadounidense. 228 Machine Translated by Google Vegetaciones en la Biosfera II. (izquierda): ©Camerique/ClassicStock/Getty Images; (derecha): ©Documental de Corbis/Getty Images 2 años, CaCO3 se había acumulado a una profundidad de más de 2 cm en el hormigón de Biosphere II. Unos 10.000 m2 de hormigón visto escondían entre 500.000 y 1.500.000 moles de CO2. El agua producida en la reacción entre Ca(OH)2 y CO2 creó otro problema: el CO2 también reacciona con el agua para formar ácido carbónico (H2CO3), y los iones de hidrógeno producidos por el ácido promueven la corrosión de las barras de hierro de refuerzo en el concreto. debilitando así su estructura. Esta situación se resolvió de manera eficaz pintando todas las superficies de hormigón con una capa impermeable. Mientras tanto, la disminución de oxígeno (y por lo tanto también el aumento de dióxido de carbono) se desaceleró, quizás porque ahora había menos materia orgánica en los suelos y porque las nuevas luces en las áreas agrícolas pueden haber impulsado la fotosíntesis. El proyecto se terminó prematuramente; y en 1996, la instalación se transformó en un centro de investigación y educación científica. A partir de 2011, la Biosfera está bajo la dirección de la Universidad de Arizona. El experimento Biosphere II es un proyecto interesante del que podemos aprender mucho sobre la Tierra y sus habitantes. Al menos, nos ha mostrado lo complejos que son los ecosistemas de la Tierra y lo difícil que es imitar a la naturaleza, incluso a pequeña escala. pistas químicas 1. ¿Qué solución usaría en un depurador químico para eliminar el dióxido de carbono? 2. La fotosíntesis convierte el dióxido de carbono y el agua en carbohidratos y oxígeno gaseoso, mientras que el metabolismo es el proceso por el cual los carbohidratos reaccionan con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua. Usando glucosa (C6H12O6) para representar carbohidratos, escribe ecuaciones para estos dos procesos. 3. ¿Por qué no se consideró posible la difusión de O2 desde la Biosfera II al mundo exterior ? causa del agotamiento del oxígeno? 4. El ácido carbónico es un ácido diprótico. Escriba ecuaciones para la ionización por etapas del ácido en agua. 5. ¿Cuáles son los factores a considerar al elegir un planeta en el que construir una estructura como Biosfera II? Elementos de diseño: Student Hot Spot (puntero con ícono web): ©LovArt/Shutterstock.com 229 Machine Translated by Google Machine Translated by Google 6.1 Naturaleza de la energía y tipos de energía UNA MIRADA HACIA ADELANTE ÿ Comenzamos estudiando la naturaleza y los diferentes tipos de energía que, en principio, son interconvertible. (6.1) ÿ Luego, construimos nuestro vocabulario en el aprendizaje de la termoquímica, que es el estudio del cambio de calor en las reacciones químicas. Vemos que la gran mayoría de las reacciones son endotérmicas (que absorben calor) o exotérmicas (que liberan calor). (6.2) ÿ Aprendemos que la termoquímica es parte de un tema más amplio llamado la primera ley de la termodinámica, que se basa en la ley de conservación de la energía. Vemos que el cambio en la energía interna se puede expresar en términos de los cambios en el calor y el trabajo realizado por un sistema. (6.3) ÿ Luego nos familiarizamos con un nuevo término para energía, llamado entalpía, cuyo cambio se aplica a procesos llevados a cabo bajo condiciones de presión constante. (6.4) ÿ Aprendemos formas de medir los calores de reacción o calorimetría, y el significado de calor específico y capacidad calorífica, cantidades utilizadas en trabajos experimentales. (6.5) ÿ Conocer las entalpías estándar de formación de reactivos y productos nos permite calcular la entalpía de una reacción. Discutiremos formas de determinar estas cantidades ya sea por el método directo de los elementos o por el método indirecto, que se basa en la ley de suma de calor de Hess. (6.6) ÿ Finalmente, estudiaremos los cambios de calor cuando un soluto se disuelve en un solvente (calor de solución) y cuando una solución se diluye (calor de dilución). (6.7) reacción química obedece a dos leyes fundamentales: la ley de conservación de la masa y la Cada ley de la conservación de la energía. Discutimos la relación de masa entre reactivos y productos en el Capítulo 3; aquí veremos los cambios de energía que acompañan a las reacciones químicas. 6.1 Naturaleza de la energía y tipos de energía “Energía” es un término muy utilizado que representa un concepto bastante abstracto. Por ejemplo, cuando nos sentimos cansados, podemos decir que no tenemos energía; y leemos sobre la necesidad de encontrar alternativas a las fuentes de energía no renovables . A diferencia de la materia, la energía se conoce y reconoce por sus efectos. No se puede ver, tocar, oler o pesar. La energía suele definirse como la capacidad de realizar un trabajo. En el capítulo 5 definimos el trabajo como “fuerza × distancia”, pero pronto veremos que existen otros tipos de trabajo. Todas las formas de energía son capaces de realizar trabajo (es decir, de ejercer una fuerza a lo largo de una distancia), pero no todas son igualmente relevantes para la química. La energía contenida en los maremotos, por ejemplo, se puede aprovechar para realizar un trabajo útil, pero la relación entre los maremotos y la química es mínima. Los químicos definen el trabajo como un cambio de energía dirigido que resulta de un proceso. La energía cinética, la energía producida por un objeto en movimiento, es una forma de energía que es de particular interés para los químicos. Otros incluyen energía radiante, energía térmica, energía química y energía potencial. La energía radiante, o energía solar, proviene del sol y es la principal fuente de energía de la Tierra. La energía solar calienta la atmósfera y la superficie de la Tierra, estimula el crecimiento de la vegetación a través del proceso conocido como fotosíntesis e influye en los patrones climáticos globales. La energía térmica es la energía asociada con el movimiento aleatorio de átomos y moléculas. En general, la energía térmica se puede calcular a partir de mediciones de temperatura. Cuanto más vigoroso es el movimiento de los átomos y moléculas en una muestra de materia, más caliente está la muestra y mayor es su energía térmica. Sin embargo, debemos distinguir cuidadosamente entre energía térmica y temperatura. Una taza de café a 70 °C tiene una temperatura más alta que una bañera llena de agua tibia a 40 °C, pero se almacena mucha más energía térmica en el agua de la bañera porque tiene un volumen mucho mayor y una masa mayor que el café y el agua. por lo tanto, más moléculas de agua y más movimiento molecular. La energía cinética se introdujo en la Sección 5.7. 231 Machine Translated by Google 232 Capítulo 6 ÿ Termoquímica La energía química se almacena dentro de las unidades estructurales de las sustancias químicas; su cantidad está determinada por el tipo y disposición de los átomos constituyentes. Cuando las sustancias participan en reacciones químicas, la energía química se libera, almacena o convierte en otras formas de energía. La energía potencial es la energía disponible en virtud de la posición de un objeto. Por ejemplo, debido a su altitud, una roca en la cima de un acantilado tiene más energía potencial y hará un chapoteo más grande si cae al agua que una roca similar ubicada en la mitad del acantilado. La A medida que el agua cae sobre la presa, su energía potencial se convierte en energía cinética. El uso de esta energía para generar electricidad se denomina energía hidroeléctrica. ©Jacques Jangoux/Fuente científica energía química se puede considerar una forma de energía potencial porque está asociada con las posiciones relativas y los arreglos de los átomos dentro de una sustancia dada. Todas las formas de energía se pueden convertir (al menos en principio) de una forma a otra. Sentimos calor cuando nos paramos bajo la luz del sol porque la energía radiante se convierte en energía térmica en nuestra piel. Cuando hacemos ejercicio, la energía química almacenada en nuestro cuerpo se utiliza para producir energía cinética. Cuando una pelota comienza a rodar cuesta abajo, su energía potencial se convierte en energía cinética. Sin duda se te ocurren muchos otros ejemplos. Aunque la energía puede asumir muchas formas diferentes que son interconvertibles, los científicos han concluido que la energía no se puede destruir ni crear. Cuando desaparece una forma de energía, debe aparecer otra forma de energía (de igual magnitud), y viceversa. Este principio se resume en la ley de conservación de la energía: la cantidad total de energía en el universo se supone constante. 6.2 Cambios de energía en reacciones químicas A menudo, los cambios de energía que tienen lugar durante las reacciones químicas son de tanto interés práctico como las relaciones de masa que discutimos en el Capítulo 3. Por ejemplo, las reacciones de combustión que involucran combustibles como el gas natural y el petróleo se llevan a cabo en la vida diaria más por el energía térmica que liberan que por sus productos, que son agua y dióxido de carbono. Casi todas las reacciones químicas absorben o producen (liberan) energía, generalmente en Esta foto infrarroja muestra dónde se filtra la energía (calor) a través de la casa. Cuanto más rojo es el color, más forma de calor. Es importante entender la distinción entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que se encuentran a diferente temperatura. Por lo energía se pierde hacia el exterior. tanto, a menudo hablamos del "flujo de calor" de un objeto caliente a uno frío. ©Edward Kinsman/Fuente científica Aunque el término "calor" por sí mismo implica la transferencia de energía, habitualmente hablamos de "calor absorbido" o "calor liberado" cuando describimos los cambios de energía que ocurren durante un proceso. La termoquímica es el estudio del cambio de calor en las reacciones químicas. Video Flujo de calor Para analizar los cambios de energía asociados con las reacciones químicas, primero debemos definir el sistema, o la parte específica del universo que nos interesa. Para los químicos, los sistemas suelen incluir sustancias involucradas en cambios químicos y físicos. Por ejemplo, en un experimento Cuando el calor es absorbido o liberado de neutralización ácido-base, el sistema puede ser un vaso de precipitados que contiene 50 mL de durante un proceso, la energía se conserva, pero HCl al que se le agregan 50 mL de NaOH. Los alrededores son el resto del universo fuera del sistema. se transfiere entre el sistema y los alrededores. Hay tres tipos de sistemas. Un sistema abierto puede intercambiar masa y energía, normalmente en forma de calor, con su entorno. Por ejemplo, un sistema abierto puede consistir en una cantidad de agua en un recipiente abierto, como se muestra en la figura 6.1(a). Si cerramos el matraz, como en la figura 6.1(b), para que ningún vapor de agua pueda escapar o condensarse en el recipiente, creamos un sistema cerrado que permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Al colocar el agua en un recipiente totalmente aislado, podemos construir un sistema aislado que no permita la transferencia de masa ni de energía, como se muestra en la figura 6.1(c). La combustión de hidrógeno gaseoso en oxígeno es una de las muchas reacciones químicas que liberar cantidades considerables de energía (Figura 6.2): 2H2(g) + O2(g) ÿ 2H2O(l) + energía En este caso, llamamos a la mezcla reaccionante (moléculas de hidrógeno, oxígeno y agua) el sistema y al resto del universo el entorno. Porque la energía no se puede crear. Machine Translated by Google 6.2 Cambios de energía en reacciones químicas Figura 6.1 Tres sistemas representados por agua en un matraz: (a) un sistema abierto, que permite el intercambio de energía y masa con el entorno; (b) un sistema cerrado, que permite el intercambio de energía pero no de masa; y (c) un sistema aislado, que no permite el intercambio de energía ni de masa (aquí el matraz está encerrado por una camisa de vacío). Vapor de agua Calor Calor (a) 233 (B) (C) Figura 6.2 El Hindenburg desastre. El Hindenburg, un dirigible alemán lleno de gas hidrógeno, fue destruido en un espectacular incendio en Lakehurst, Nueva Jersey, en 1937. ©akg-images/Newscom o destruido, cualquier energía perdida por el sistema debe ser ganada por el entorno. Así, el calor generado por el proceso de combustión se transfiere del sistema a su entorno. Esta reacción es un ejemplo de un proceso exotérmico, que es cualquier proceso que emite calor, es decir, transfiere energía térmica a los alrededores. La Figura 6.3(a) muestra el cambio de energía para la combustión del Exo- proviene de la palabra griega que significa “afuera”; endo- significa “dentro”. hidrógeno gaseoso. 2H2(g) + O2(g) 2Hg(l) + O2(g) Exotérmico: endotérmico: calor absorbido calor desprendido por el sistema por el sistema a los alrededores de los alrededores 2H2O (l) 2HgO(s) (a) (B) Figura 6.3 (a) Un proceso exotérmico. (b) Un proceso endotérmico. Las partes (a) y (b) no están dibujadas a la misma escala; es decir, el calor liberado en la formación de H2O a partir de H2 y O2 no es igual al calor absorbido en la descomposición de HgO. Machine Translated by Google 234 Capítulo 6 ÿ Termoquímica Ahora considere otra reacción, la descomposición del óxido de mercurio (II) (HgO) a altas temperaturas: energía + 2HgO(s) ÿ 2Hg(l) + O2(g) Esta reacción es un proceso endotérmico, en el que se debe suministrar calor al sistema. (es decir, a HgO) por los alrededores [Figura 6.3(b)]. En la Figura 6.3 puede ver que en las reacciones exotérmicas, la energía total de los productos es menor que la energía total de los reactivos. La diferencia es el calor suministrado por el sistema al entorno. Justo lo contrario sucede en las reacciones endotérmicas. Aquí, la diferencia entre la energía de los productos y la energía de los reactivos es igual al calor Al calentar, el HgO se descompone para dar Hg y O2. suministrado al sistema por los alrededores. ©Educación McGraw-Hill/Charles D. Winters Revisión de conceptos y hechos 6.2.1 Clasifique cada uno de los siguientes como un sistema abierto, un sistema cerrado o un sistema aislado. (a) Leche mantenida en un termo cerrado (b) Una estudiante leyendo en su dormitorio (c) Aire dentro de una pelota de tenis 6.2.2 Determine si los siguientes procesos son endotérmicos o exotérmicos. (a) ZnS(s) se descompone en Zn(s) y S(s). (b) El gas propano se quema en presencia de oxígeno en una parrilla. (c) Los cubos de hielo se derriten en un vaso. 6.3 Introducción a la Termodinámica La termoquímica es parte de un tema más amplio llamado termodinámica, que es el estudio científico de la interconversión del calor y otros tipos de energía. Las leyes de la termodinámica brindan pautas útiles para comprender la energía y las direcciones de los procesos. En esta sección nos concentraremos en la primera ley de la termodinámica, que es particularmente relevante para el estudio de la termoquímica. Continuaremos nuestra discusión de la termodinámica en el Capítulo 17. En termodinámica, estudiamos los cambios en el estado de un sistema, que se define por los valores de todas las propiedades macroscópicas relevantes, por ejemplo, composición, energía, temperatura, presión y volumen. Se dice que la energía, la presión, el volumen y la temperatura son funciones de estado , propiedades que están determinadas por el estado del sistema, independientemente de cómo se haya logrado esa condición. En otras palabras, cuando cambia el estado de un sistema, la magnitud del cambio en cualquier función de estado depende solo de los estados inicial y final del sistema y no de cómo se logra el cambio o el camino seguido durante el cambio. El estado de una cantidad dada de un gas se especifica por su volumen, presión y temperatura. Considere un gas a 2 atm, 300 K y 1 L (el estado inicial). Suponga que se lleva a cabo un proceso a temperatura constante tal que la presión del gas disminuye a 1 atm. De acuerdo con la ley de Boyle, su volumen debe aumentar a 2 L. El estado final corresponde entonces a 1 atm, 300 K y 2 L. El cambio de volumen (ÿV) es ÿV = Vf - Vi La letra griega delta, ÿ, simboliza el cambio. Usamos ÿ en este texto para significar final ÿ inicial; es decir, final “menos” inicial. = 2 litros - 1 litros = 1L donde Vi y Vf denotan el volumen inicial y final, respectivamente. No importa cómo lleguemos al estado final (por ejemplo, la presión del gas se puede aumentar primero y luego disminuir a 1 atm), el cambio de volumen siempre es de 1 L. Por lo tanto, el volumen de un gas es un estado función. De manera similar, podemos demostrar que la presión y la temperatura también son funciones de estado. Machine Translated by Google 6.3 Introducción a la Termodinámica 235 Figura 6.4 La ganancia de energía potencial gravitatoria que se produce cuando una persona sube desde la base hasta la cima de una montaña es independiente del camino recorrido. ©Uwe Steffens/ullstein bild vía Getty Images La energía es otra función de estado. Usando la energía potencial como ejemplo, encontramos que el aumento neto en la energía potencial gravitacional cuando vamos desde el mismo punto de partida Recuerde que un objeto posee energía potencial en virtud de su posición o composición química. hasta la cima de una montaña es siempre el mismo, independientemente de cómo lleguemos allí (Figura 6.4). La primera ley de la termodinámica La primera ley de la termodinámica, que se basa en la ley de conservación de la energía, establece Punto caliente para estudiantes que la energía puede convertirse de una forma a otra, pero no puede crearse ni destruirse.† ¿Cómo Los datos de los estudiantes indican que sabemos que esto es así? Sería imposible probar la validez de la primera ley de la termodinámica si tuviéramos que determinar el contenido total de energía del universo. Incluso determinar el contenido total puede tener dificultades con las funciones estatales. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. de energía de 1 g de hierro, digamos, sería extremadamente difícil. Afortunadamente, podemos probar la validez de la primera ley midiendo solo el cambio en la energía interna de un sistema entre su estado inicial y su estado final . en un proceso El cambio en la energía interna ÿU viene dado por ÿU = Uf ÿ Ui donde Ui y Uf son las energías internas del sistema en los estados inicial y final, respectivamente. La energía interna de un sistema tiene dos componentes: energía cinética y energía potencial. El componente de energía cinética consta de varios tipos de movimiento molecular y el movimiento de electrones dentro de las moléculas. La energía potencial está determinada por las interacciones de atracción entre electrones y núcleos y por las interacciones de repulsión entre electrones y entre núcleos en moléculas individuales, así como por la interacción entre moléculas. Es imposible medir con precisión todas estas contribuciones, por lo que no podemos calcular la energía total de un sistema con certeza. Los cambios de energía, por otra parte, pueden determinarse experimentalmente. Considere la reacción entre 1 mol de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso para producir producir 1 mol de dióxido de azufre: S (s) + O2 (g) ÿ SO2 (g) En este caso, nuestro sistema está compuesto por las moléculas reactivas S y O2 (estado inicial) y las moléculas producto SO2 (estado final). No conocemos el contenido de energía interna de las moléculas de los reactivos ni de las moléculas del producto, pero podemos medir con precisión el cambio en el contenido de energía, ÿU, dado por ÿU = U (producto) ÿ U (reactivos) = contenido energético de 1 mol SO2 (g) ÿ contenido energético de [1 mol S(s) + 1 mol O2(g)] Encontramos que esta reacción desprende calor. Por lo tanto, la energía del producto es menor que la de los reactivos y ÿU es negativo. Interpretando que la liberación de calor en esta reacción significa que parte de la energía química contenida en las moléculas se ha convertido en energía térmica, concluimos † Ver nota al pie en la Sección 2.1 para una discusión de la relación de masa y energía en las reacciones químicas. Azufre ardiendo en el aire para formar SO2. ©Andrew Lambert Photography/SPL/Science Source Machine Translated by Google 236 Capítulo 6 ÿ Termoquímica que la transferencia de energía del sistema al entorno no cambia la energía total del universo. Es decir, la suma de los cambios de energía debe ser cero: ÿUsis + ÿUsurr = 0 o ÿUsis = ÿÿUsurr donde los subíndices “sys” y “surr” denotan sistema y entorno, respectivamente. Por lo tanto, si un sistema sufre un cambio de energía ÿUsys, el resto del universo, o los alrededores, deben sufrir un cambio de energía de igual magnitud pero de signo opuesto (ÿÿUsurr); la energía ganada en un lugar debe haberse perdido en otro lugar. Además, debido a que la energía puede cambiarse de una forma a otra, la energía perdida por un sistema puede ser ganada por otro sistema en una forma diferente. Por ejemplo, la energía que se pierde al quemar petróleo en una central eléctrica puede finalmente volver a nuestros hogares como energía eléctrica, calor, luz, etc. En química, normalmente nos interesan los cambios de energía asociados con el sistema (que puede ser un matraz que contiene reactivos y productos), no con sus alrededores. Por lo tanto, una forma más útil de la primera ley es Usamos letras minúsculas (como w y q) para representar cantidades termodinámicas que no son funciones de estado. (6.1) ÿU = q + w (Eliminamos el subíndice “sys” por simplicidad.) La ecuación (6.1) dice que el cambio en la energía Por conveniencia, a veces omitimos la palabra "interno" cuando hablamos de la energía de un sistema. interna, ÿU, de un sistema es la suma del intercambio de calor q entre el sistema y los alrededores y el trabajo realizado w sobre (o por) el sistema. Las convenciones de signos para q y w son las siguientes: q es positivo para un proceso endotérmico y negativo para un proceso exotérmico y w es positivo para el trabajo realizado por el entorno sobre el sistema y negativo para el trabajo realizado por el sistema sobre el entorno. Podemos pensar en la primera ley de la termodinámica como una hoja de balance de energía, muy parecida a una hoja de balance de dinero que se guarda en un banco que cambia divisas. Puede retirar o depositar dinero en cualquiera de dos monedas diferentes (como el cambio de energía debido al intercambio de calor y el trabajo realizado). Sin embargo, el valor de su cuenta bancaria depende únicamente de la cantidad neta de dinero que quede en ella después de estas transacciones, no de la moneda que utilizó. La ecuación (6.1) puede parecer abstracta, pero en realidad es bastante lógica. Si un sistema pierde calor hacia el entorno o realiza trabajo sobre el entorno, esperaríamos que su energía interna disminuya porque esos son procesos que agotan la energía. Por esta razón, tanto q como w son negativos. Por el contrario, si se agrega calor al sistema o si se realiza trabajo sobre el sistema, entonces la energía interna del sistema aumentaría. En este caso, tanto q como w son positivos. La tabla 6.1 resume las convenciones de signos para q y w. trabajo y calor Ahora veremos la naturaleza del trabajo y el calor con más detalle. Trabajo Hemos visto que el trabajo se puede definir como la fuerza F multiplicada por la distancia d: (6.2) ancho = F × profundidad Tabla 6.1 Convenciones de signos para trabajo y calor Proceso Trabajo realizado por el sistema sobre el entorno. Firmar ÿ Trabajo realizado sobre el sistema por los alrededores. + Calor absorbido por el sistema del entorno (proceso endotérmico) + Calor absorbido por el entorno del sistema (proceso exotérmico) ÿ Machine Translated by Google 6.3 Introducción a la Termodinámica Figura 6.5 La expansión de un gas contra una presión externa constante (como la presión atmosférica). El gas está en un cilindro equipado con un pistón móvil sin peso. El trabajo realizado viene dado por ÿPÿV. Como ÿV > 0, el trabajo realizado es una cantidad negativa. PAGS PAGS ÿV En termodinámica, el trabajo tiene un significado más amplio que incluye el trabajo mecánico (por ejemplo, una grúa que levanta una viga de acero), el trabajo eléctrico (una batería que suministra electrones para encender la bombilla de una linterna) y el trabajo superficial (inflar una pompa de jabón). . En esta sección nos concentraremos en el trabajo mecánico; en el capítulo 18 analizaremos la naturaleza del trabajo eléctrico. Una forma de ilustrar el trabajo mecánico es estudiar la expansión o compresión de un gas. Muchos procesos químicos y biológicos involucran cambios de volumen de gas. Respirar y exhalar aire implica la expansión y contracción de los diminutos sacos llamados alvéolos en los pulmones. Otro ejemplo es el motor de combustión interna del automóvil. Las sucesivas expansiones y compresiones de los cilindros debidas a la combustión de la mezcla gasolina-aire proporcionan potencia al vehículo. La figura 6.5 muestra un gas en un cilindro equipado con un pistón móvil sin fricción y sin peso a cierta temperatura, presión y volumen. A medida que se expande, el gas empuja el pistón hacia arriba contra una presión atmosférica externa constante y opuesta P. El trabajo realizado por el gas en los alrededores es w = ÿPÿV (6.3) donde ÿV, el cambio de volumen, viene dado por Vf ÿ Vi. El signo menos en la Ecuación (6.3) se ocupa de la convención de signos para w. Para la expansión del gas (trabajo realizado por el sistema), ÿV > 0, por lo que ÿPÿV es una cantidad negativa. Para la compresión de gas (trabajo realizado en el sistema), ÿV < 0 y ÿPÿV es una cantidad positiva. La ecuación (6.3) se deriva del hecho de que la presión × el volumen se puede expresar como (fuerza/área) × volumen; es decir, F P×V= × re2 = F × re = ancho d2 presión volumen donde F es la fuerza opuesta y d tiene la dimensión de longitud, d2 tiene las dimensiones de área y d3 tiene las dimensiones de volumen. Así, el producto de la presión y el volumen es igual a la fuerza por la distancia, o trabajo. Puede ver que para un aumento de volumen dado (es decir, para un cierto valor de ÿV), el trabajo realizado depende de la magnitud de la presión externa opuesta P. Si P es cero (es decir, si el gas es expandiéndose contra el vacío), el trabajo realizado también debe ser cero. Si P es un valor positivo distinto de cero, entonces el trabajo realizado está dado por ÿPÿV. De acuerdo con la Ecuación (6.3), las unidades para el trabajo realizado por o sobre un gas son atmósferas de litro. Para expresar el trabajo realizado en la unidad más familiar de joules, usamos el factor de conversión (ver Apéndice 1). 1 L · atm = 101,3 J 237 Machine Translated by Google 238 Capítulo 6 ÿ Termoquímica Ejemplo 6.1 Cierto gas se expande en volumen de 2,0 L a 6,0 L a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado por el gas si se expande (a) contra el vacío y (b) contra una presión constante de 1,2 atm. Estrategia Un bosquejo simple de la situación es útil aquí: El trabajo realizado en la expansión del gas es igual al producto de la presión externa opuesta y el cambio de volumen. ¿Cuál es el factor de conversión entre L · atm y J? Solución (a) Debido a que la presión externa es cero, no se realiza trabajo en la expansión. w = ÿPÿV = ÿ(0)(6,0 ÿ 2,0) L =0 (b) La presión externa opuesta es de 1,2 atm, por lo que w = ÿPÿV = ÿ(1,2 atm)(6,0 ÿ 2,0) L = ÿ4,8 L · atm Para convertir la respuesta a julios, escribimos 101,3J w = ÿ4,8 L · atm × 1 L · atm = ÿ4,9 × 102 J Comprobación Debido a que se trata de una expansión de gas (el sistema realiza trabajo sobre los alrededores), el trabajo realizado tiene un signo negativo. Ejercicio de práctica Un gas se expande de 264 mL a 971 mL a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado (en julios) por el gas si se expande (a) contra el vacío y (b) contra una presión constante de 4,00 atm. Problemas similares: 6.15, 6.16. Como la temperatura se mantiene El ejemplo 6.1 muestra que el trabajo no es una función de estado. Aunque los estados inicial constante, puedes usar la ley de Boyle y final son los mismos en (a) y (b), la cantidad de trabajo realizado es diferente porque las presiones para mostrar que la presión final es la misma en (a) y (b). opuestas externas son diferentes. No podemos escribir ÿw = wf ÿ wi para variar. El trabajo realizado depende no solo del estado inicial y del estado final, sino también de cómo se lleva a cabo el proceso, es decir, de la ruta. Calor El otro componente de la energía interna es el calor, q. Como el trabajo, el calor no es una función de estado. Por ejemplo, se necesitan 4184 J de energía para elevar la temperatura de 100 g de agua. Machine Translated by Google 6.3 Introducción a la Termodinámica de 20°C a 30°C. Esta energía se puede obtener (a) directamente como energía térmica de un mechero Bunsen, sin realizar ningún trabajo sobre el agua; (b) realizando trabajo sobre el agua sin agregar energía térmica (por ejemplo, agitando el agua con una barra de agitación magnética); o (c) por alguna combinación de los procedimientos descritos en (a) y (b). Esta simple ilustración muestra que el calor asociado con un proceso dado, como el trabajo, depende de cómo se lleve a cabo el proceso. Es importante señalar que independientemente del procedimiento que se siga, el cambio en la energía interna del sistema, ÿU, depende de la suma de (q + w). Si cambiar la ruta del estado inicial al estado final aumenta el valor de q, entonces disminuirá el valor de w en la misma cantidad y viceversa, de modo que ÿU permanece sin cambios. En resumen, el calor y el trabajo no son funciones de estado porque no son propiedades de un sistema. Se manifiestan solo durante un proceso (durante un cambio). Por lo tanto, sus valores dependen de la ruta del proceso y varían en consecuencia. Ejemplo 6.2 El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro como el que se muestra en la figura 6.5 es de 462 J. Durante este proceso, hay una transferencia de calor de 128 J del gas al entorno. Calcule el cambio de energía para este proceso. Estrategia La compresión es trabajo realizado sobre el gas, entonces, ¿cuál es el signo de w? El calor es liberado por el gas a los alrededores. ¿Es este un proceso endotérmico o exotérmico? ¿Cuál es el signo de q? Solución Para calcular el cambio de energía del gas, necesitamos la Ecuación (6.1). El trabajo de compresión es positivo y debido a que el gas libera calor, q es negativo. Por lo tanto, tenemos ÿU = q + w = ÿ128J + 462J = 334J Como resultado, la energía del gas aumenta en 334 J. Ejercicio de práctica Un gas se expande y realiza un trabajo PV sobre los alrededores igual a 279 J. Al mismo tiempo, absorbe 216 J de calor del entorno. ¿Cuál es el cambio de energía del sistema? Problemas similares: 6.17, 6.18. Revisión de conceptos y hechos 6.3.1 Dos gases ideales a la misma temperatura y presión se colocan en dos recipientes de igual volumen. Un recipiente tiene un volumen fijo, mientras que el otro es un cilindro equipado con un pistón móvil sin peso como el que se muestra en la figura 6.5. Inicialmente, las presiones de los gases son iguales a la presión atmosférica externa. Luego, los gases se calientan con un mechero Bunsen. ¿Cuáles son los signos de q y w para los gases en estas condiciones? 6.3.2 Calcule el trabajo realizado cuando un gas a una presión de 2,4 atm y temperatura constante se expande en volumen de 1,0 L a 2,2 L. 6.3.3 ¿Cuál es el cambio en la energía interna de un gas cuando el trabajo realizado para comprimir el gas es de 58 J, y se liberan 79 J de calor a los alrededores? 239 Machine Translated by Google Machine Translated by Google 6.4 Entalpía de reacciones químicas 241 Agregamos el subíndice "v" para recordarnos que este es un proceso de volumen constante. Esta igualdad puede parecer extraña al principio, ya que mostramos anteriormente que q no es una función de estado. Sin embargo, el proceso se lleva a cabo en condiciones de volumen constante, por lo que el cambio de calor solo puede tener un valor específico, que es igual a ÿU. entalpía Las condiciones de volumen constante son a menudo inconvenientes y, a veces, imposibles de lograr. La mayoría de las reacciones ocurren bajo condiciones de presión constante (usualmente presión atmosférica). Si tal reacción da como resultado un aumento neto en el número de moles de un gas, entonces el sistema realiza trabajo en los alrededores (expansión). Este resultado se deriva del hecho de que para que el gas formado entre en la atmósfera, debe empujar hacia atrás el aire circundante. Por el contrario, si se consumen más moléculas de gas de las que se producen, el entorno realiza un trabajo sobre el sistema (compresión). Finalmente, no se realiza trabajo si no hay un cambio neto en el número de moles de gases de reactivos a productos. En general, para un proceso a presión constante escribimos ÿU = q + w = qp - PÿV o qp = ÿU + PÿV (6.5) donde el subíndice "p" denota una condición de presión constante. Ahora presentamos una nueva función termodinámica de un sistema llamado entalpía (H), que está definida por la ecuación H = U + PV (6.6) donde U es la energía interna del sistema y P y V son la presión y el volumen del sistema, respectivamente. Debido a que U y PV tienen unidades de energía, la entalpía también tiene unidades de energía. Además, U, P y V son todas funciones de estado; es decir, los cambios en (U + PV) dependen solo de los estados inicial y final. Se sigue, por lo tanto, que el cambio en H, o ÿH, también depende solo de los estados inicial y final. Por lo tanto, H es una función de estado. Para cualquier proceso, el cambio de entalpía según la Ecuación (6.6) viene dado por ÿH = ÿU + ÿ (VP) (6.7) Si la presión se mantiene constante, entonces ÿH = ÿU + PÿV (6.8) Comparando la Ecuación (6.8) con la Ecuación (6.5), vemos que para un proceso de presión constante, qp = ÿH. Nuevamente, aunque q no es una función de estado, el cambio de calor a presión constante es igual a ÿH porque el "camino" está definido y, por lo tanto, solo puede tener un valor específico. Ahora tenemos dos cantidades, ÿU y ÿH, que se pueden asociar con una reacción. Si la reacción ocurre en condiciones de volumen constante, entonces el cambio de calor, qv, es igual a ÿU. Por otro lado, cuando la reacción se lleva a cabo a presión constante, el cambio de calor, qp, es igual a ÿH. Entalpía de reacciones Como la mayoría de las reacciones son procesos a presión constante, podemos equiparar el cambio de calor en estos casos al cambio de entalpía. Para cualquier reacción del tipo reactivos ÿ productos En la Sección 6.5 discutiremos formas de medir los cambios de calor a volumen constante y presión constante. Machine Translated by Google 242 Capítulo 6 ÿ Termoquímica definimos el cambio de entalpía, llamado entalpía de reacción, ÿHrxn, como la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos: A menudo omitimos el subíndice "rxn" y Esta analogía asume que usted no sobregirará su cuenta bancaria. La entalpía de una sustancia no puede ser negativa. (6.9) ÿH = H(productos) ÿ H(reactivos) simplemente escribimos ÿH para los cambios de entalpía de las reacciones. La entalpía de reacción puede ser positiva o negativa, dependiendo del proceso. Para un proceso endotérmico (calor absorbido por el sistema de los alrededores), ÿH es positivo (es decir, ÿH > 0). Para un proceso exotérmico (calor liberado por el sistema al entorno), ÿH es negativo (es decir, ÿH < 0). Una analogía para el cambio de entalpía es un cambio en el saldo de su cuenta bancaria. Suponga que su saldo inicial es de $100. Después de una transacción (depósito o retiro), el cambio en su saldo bancario, ÿX, viene dado por ÿX = Xfinal ÿ Xinicial donde X representa el saldo bancario. Si deposita $80 en su cuenta, entonces ÿX = $180 ÿ $100 = $80. Esto corresponde a una reacción endotérmica. (El saldo aumenta y también lo hace la entalpía del sistema). Por otro lado, un retiro de $60 significa ÿX = $40 ÿ $100 = ÿ$60. El signo negativo de ÿX significa que su saldo ha disminuido. De manera similar, un valor negativo de ÿH refleja una disminución en la entalpía del sistema como resultado de un proceso exotérmico. La diferencia entre esta analogía y la Ecuación (6.9) es que, si bien siempre conoce su saldo bancario exacto, no hay forma de conocer las entalpías de los productos y reactivos individuales. En la práctica, solo podemos medir la diferencia en sus valores. Ahora apliquemos la idea de los cambios de entalpía a dos procesos comunes, el primero implica un cambio físico, el segundo un cambio químico. Ecuaciones Termoquímicas A 0°C y una presión de 1 atm, el hielo se derrite para formar agua líquida. Las mediciones muestran que por cada mol de hielo convertido en agua líquida en estas condiciones, el sistema (hielo) absorbe 6,01 kilojulios (kJ) de energía térmica. Como la presión es constante, el cambio de calor es igual al cambio de entalpía, ÿH. Además, este es un proceso micro endotérmico, como se esperaba para el cambio de absorción de energía del hielo derretido [Figura 6.6(a)]. Por lo tanto, ÿH es una cantidad positiva. La ecuación para este cambio físico es ÿH = 6,01 kJ/mol H2O (s) ÿ H2O (l) Para simplificar, usamos "por mol" en lugar de "por mol de reacción" para ÿH en ecuaciones termoquímicas. Figura 6.6 (a) La fusión de 1 mol de hielo a 0°C (un proceso endotérmico) da como resultado un aumento de entalpía en el sistema de 6,01 kJ. (b) Quemar 1 mol de metano en oxígeno gaseoso (un proceso exotérmico) da como resultado una disminución de entalpía en el sistema de 890,4 kJ. Las partes (a) y (b) no están dibujadas a la misma escala. El “por mol” en la unidad de ÿH significa que este es el cambio de entalpía por mol de la reacción (o proceso) tal como está escrito, es decir, cuando 1 mol de hielo se convierte en 1 mol de agua líquida. H2O (l) CH4(g) + 2O2(g) Calor absorbido por el sistema de los alrededores Calor emitido por el sistema a los alrededores ÿ =6,01 H kJ / mol ÿH = – 890,4 kJ/mol H2O(s) (a) CO2(g) + 2H2O(l) (B) Machine Translated by Google 6.4 Entalpía de reacciones químicas Como otro ejemplo, considere la combustión de metano (CH4), el componente principal del gas natural: CH4(g) + 2O2(g) ÿ CO2(g) + 2H2O(l) ÿH = ÿ890,4 kJ/mol Por experiencia sabemos que la quema de gas natural libera calor al entorno, por lo que es un proceso exotérmico. En condiciones de presión constante, este cambio de calor es igual al cambio de entalpía y ÿH debe tener un signo negativo [Figura 6.6(b)]. Nuevamente, la unidad por mol de reacción para ÿH significa que cuando 1 mol de CH4 reacciona con 2 moles de O2 para producir 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O líquido , se liberan 890,4 kJ de energía térmica a los alrededores. Es importante tener en cuenta que el valor de ÿH no se refiere a un reactivo o producto en particular. Simplemente significa que el valor de ÿH citado se refiere a todas las especies que reaccionan en cantidades molares. Por lo tanto, se pueden crear los siguientes factores de conversión: ÿ890,4 kJ ÿ890,4 kJ ÿ890,4 kJ ÿ890,4 kJ 1 mol de CH4 2 moles de O2 1 mol de CO2 2 moles de H2O Expresar ÿH en unidades de kJ/mol (en lugar de solo kJ) se ajusta a la convención estándar; su mérito se hará evidente cuando continuemos nuestro estudio de la termodinámica en el capítulo 17. Las ecuaciones para el derretimiento del hielo y la combustión del metano son ejemplos de ecuaciones termoquímicas, que muestran los cambios de entalpía así como las relaciones de masa. Es esencial especificar una ecuación balanceada al cotizar el cambio de entalpía de una reacción. Las siguientes pautas son útiles para escribir e interpretar ecuaciones termoquímicas. 1. Al escribir ecuaciones termoquímicas, siempre debemos especificar los estados físicos de todos los reactivos y productos, porque ayudan a determinar los cambios de entalpía reales. Por ejemplo, en la ecuación para la combustión del metano, si mostramos vapor de agua en lugar de agua líquida como producto, CH4(g) + 2O2(g) ÿ CO2(g) + 2H2O(g) ÿH = ÿ802,4 kJ/mol el cambio de entalpía es ÿ802,4 kJ en lugar de ÿ890,4 kJ porque se necesitan 88,0 kJ para convertir 2 moles de agua líquida en vapor de agua; es decir, 2H2O(l) 2H2O (g) ÿH = 88,0 kJ/mol ©Educación McGraw-Hill/Stephen Frisch 2. Si multiplicamos ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces ÿH también debe cambiar por el mismo factor. Volviendo al derretimiento del hielo H2O (s) ÿ H2O (l) ÿH = 6,01 kJ/mol Si multiplicamos toda la ecuación por 2; es decir, si hacemos n = 2, entonces 2H2O (s) ÿ 2H2O (l) ÿH = 2 (6,01 kJ/mol) = 12,0 kJ/mol 3. Cuando invertimos una ecuación, cambiamos los roles de los reactivos y los productos. En consecuencia, la magnitud de ÿH para la ecuación sigue siendo la misma, pero su signo cambia. Por ejemplo, si una reacción consume energía térmica de su entorno (es decir, si es endotérmica), entonces la reacción inversa debe devolver energía térmica a su entorno (es decir, debe ser exotérmica) y la expresión de cambio de entalpía debe también cambia su signo. Así, invirtiendo el derretimiento del hielo y la combustión del metano, las ecuaciones termoquímicas se vuelven H2O(l) ÿ H2O(s) ÿH = ÿ6,01 kJ/mol CO2(g) + 2H2O(l) ÿ CH4(g) + 2O2(g) ÿH = 890,4 kJ/mol y lo que era un proceso endotérmico se vuelve exotérmico, y viceversa. Quema de gas metano de un mechero Bunsen. 243 Machine Translated by Google 244 Capítulo 6 ÿ Termoquímica Ejemplo 6.3 Dada la ecuación termoquímica ÿH = ÿ198,2 kJ/mol 2SO2(g) + O2(g) ÿ 2SO3(g) calcule el calor desprendido cuando 87,9 g de SO2 (masa molar = 64,07 g/mol) se convierten en SO3. Estrategia La ecuación termoquímica muestra que por cada 2 moles de SO2 que reaccionan, se desprenden 198,2 kJ de calor (nótese el signo negativo). Por lo tanto, el factor de conversión es ÿ198,2 kJ 2 moles de SO2 ¿Cuántos moles de SO2 hay en 87,9 g de SO2? ¿Cuál es el factor de conversión entre gramos y moles? Solución Necesitamos primero calcular el número de moles de SO2 en 87,9 g del compuesto y luego encontrar el número de kilojulios producidos por la reacción exotérmica. La secuencia de conversiones es la siguiente: gramos de SO2 ÿ moles de SO2 ÿ kilojulios de calor generado Por lo tanto, el cambio de entalpía para esta reacción está dado por 1 mol de SO2 ÿH = 87,9 g SO2 × Tenga en cuenta que el ÿH de una reacción 64,07 g SO2 × ÿ198,2 kJ = ÿ136 kJ 2 moles de SO2 y el calor liberado a los alrededores es de 136 kJ. puede ser positivo o negativo, pero el calor liberado o absorbido siempre es una cantidad positiva. Las palabras "liberado" y "absorbido" dan la dirección de la transferencia de calor, por lo que Verificar Debido a que 87,9 g es menos del doble de la masa molar de SO2 (2 × 64,07 g) como se muestra en la ecuación termoquímica anterior, esperamos que el calor liberado sea menor que 198,2 kJ. no se necesita ningún signo. Ejercicio de práctica Calcular el calor desprendido cuando 266 g de fósforo blanco (P4) se queman en el aire de acuerdo con la ecuación P4(s) + 5O2(g) ÿ P4O10(s) ÿH = ÿ3013 kJ/mol Problema similar: 6.26. Una comparación de ÿH y ÿU ¿Cuál es la relación entre ÿH y ÿU para un proceso? Para averiguarlo, consideremos la reacción entre el sodio metálico y el agua: 2Na(s) + 2H2O(l) ÿ 2NaOH(aq) + H2(g) ÿH = ÿ367,5 kJ/mol Esta ecuación termoquímica dice que cuando dos moles de sodio reaccionan con un exceso de agua, se desprenden 367,5 kJ de calor. Tenga en cuenta que uno de los productos es el gas hidrógeno, que debe empujar el aire hacia atrás para ingresar a la atmósfera. En consecuencia, parte de la energía producida por la reacción se utiliza para hacer retroceder un volumen de aire (ÿV) contra la presión atmosférica (P) (figura 6.7). Para calcular el cambio en la energía interna, reorganizamos la Ecuación (6.8) de la siguiente manera: ÿU = ÿH ÿ PÿV Si suponemos que la temperatura es de 25 °C e ignoramos el pequeño cambio en el volumen de la El sodio reacciona con el agua para formar hidrógeno gaseoso. ©Charles D. Winters/Fuente científica solución, podemos demostrar que el volumen de 1 mol de gas H2 a 1,0 atm y 298 K es 24,5 L, de modo que ÿPÿV = ÿ 24,5 L · atm o ÿ2,5 kJ. Por fin, ÿU = ÿ367,5 kJ/mol - 2,5 kJ/mol Recuerda que 1 L · atm = 101,3 J. = ÿ370,0 kJ/mol Machine Translated by Google 6.4 Entalpía de reacciones químicas Figura 6.7 (a) Un vaso de precipitados con agua dentro de un cilindro equipado con un pistón móvil. La presión en el interior es igual a la presión atmosférica. (b) A medida que el sodio metálico reacciona con el agua, el hidrógeno gaseoso generado empuja el pistón hacia arriba (efectuando un trabajo sobre los alrededores) hasta que la presión interior vuelve a ser igual a la exterior. PAGS PAGS Aire + vapor de agua + H2 gas Aire + vapor de agua (a) 245 (B) Este cálculo muestra que ÿU y ÿH son aproximadamente iguales. La razón por la que ÿH es menor que ÿU en magnitud es que parte de la energía interna liberada se usa para hacer trabajo de expansión de gas, por lo que se genera menos calor. Para reacciones que no involucran gases, ÿV suele ser muy Para reacciones que no resultan en un cambio en el número de moles de gases de reactivos a productos [por ejemplo, H2(g) + F2(g) ÿ 2HF(g)], ÿU = ÿH. pequeño, por lo que ÿU es prácticamente lo mismo que ÿH. Otra forma de calcular el cambio de energía interna de una reacción gaseosa es como Suponga un comportamiento de gas ideal y temperatura constante. En este caso, ÿU = ÿH - ÿ (VP) = ÿH - ÿ (nRT ) = ÿH ÿ RTÿn (6.10) donde ÿn se define como ÿn = número de moles de gases producto ÿ número de moles de gases reactivos Ejemplo 6.4 Calcule el cambio en la energía interna cuando 2 moles de CO se convierten en 2 moles de CO2 a 1 atm y 25°C: 2CO (g) + O2 (g) ÿ 2CO2 (g) ÿH = ÿ566,0 kJ/mol Estrategia Nos dan el cambio de entalpía, ÿH, para la reacción y nos piden que calculemos el cambio de energía interna, ÿU. Por lo tanto, necesitamos la Ecuación (6.10). ¿Cuál es el cambio en el número de moles de gases? ÿH se da en kilojulios, entonces, ¿qué unidades deberíamos usar para R? Solución De la ecuación química vemos que 3 moles de gases se convierten en 2 moles de gases de modo que ÿn = número de moles de gas producto ÿ número de moles de gases reactivos =2ÿ3 = ÿ1 Usando 8.314 J/K · mol para R y T = 298 K en la Ecuación (6.10), escribimos ÿU = ÿH ÿ RTÿn = ÿ566,0 kJ/mol - (8,314 J/K · mol) (1 kJ 1000 J)(298 K)(ÿ1) = ÿ563,5 kJ/mol Verificar Sabiendo que el sistema gaseoso que reacciona sufre una compresión (3 moles a 2 moles), ¿es razonable tener ÿH > ÿU en magnitud? Ejercicio de práctica ¿Cuál es ÿU para la formación de 1 mol de CO a 1 atm y 25°C? C(grafito) + 1 2O2(g) ÿ CO(g) ÿH = ÿ110,5 kJ/mol El monóxido de carbono se quema en el aire Problema similar: 6.27. para formar dióxido de carbono. ©Educación McGraw-Hill/Stephen Frisch Machine Translated by Google 246 Capítulo 6 ÿ Termoquímica Revisión de conceptos y hechos 6.4.1 ¿Cuál de los procesos de presión constante que se muestran aquí tiene la menor diferencia entre ÿU y ÿH?ÿ (a) agua ÿ vapor de agua (b) agua ÿ hielo (c) hielo ÿ vapor de agua 6.4.2 Dada la ecuación termoquímica C3H8(g) + 5O2(g) ÿ 3CO2(g) + 4H2O(g) ÿH = –2220 kJ/mol Calcule el calor desprendido cuando se queman 53,2 g de C3H8 (masa molar = 44,10 g/mol) en exceso de oxígeno. 6.4.3 Calcular ÿU para la siguiente reacción a 1 atm y 25°C: CH4(g) + I2(g) ÿ CH3I(g) + HI(g) ÿH = +23,0 kJ/mol 6.5 Calorimetría En el laboratorio, los cambios de calor en los procesos físicos y químicos se miden con un calorímetro, un recipiente cerrado diseñado específicamente para este fin. Nuestra discusión sobre la calorimetría, la medición de los cambios de calor, dependerá de la comprensión del calor específico y la capacidad calorífica, así que considerémoslos primero. Calor específico y capacidad calorífica El (los) calor(es) específico(s) de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de la sustancia en un grado Celsius. Tiene las unidades J/g · °C. La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una determinada cantidad de sustancia en un grado Celsius. Sus unidades son J/°C. El calor específico es una propiedad intensiva, mientras que la capacidad Cuadro 6.2 Los calores específicos de algunos Sustancias Comunes calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre la capacidad calorífica y el calor específico de una sustancia es do = ms Específico Calor Sustancia (J/g · °C) (6.11) donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor específico del agua es 4,184 J/g · °C, y la capacidad calorífica de 60,0 g de agua es Al 0.900 En 0.129 C (grafito) 0.720 C (diamante) 0.502 Con 0.385 temperatura de la muestra (ÿt) nos dirá la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en Fe 0.444 un proceso particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de calor están dadas por Hg 0.139 Pb 0.158 H2O 4.184 C2H5OH (etanol) 2.46 (60,0 g)(4,184 J/g · °C) = 251 J/°C La tabla 6.2 muestra el calor específico de algunas sustancias comunes. Si conocemos el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la q = msÿt (6.12) q = Cÿt (6.13) donde ÿt es el cambio de temperatura: Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que ÿt = tfinal - tinicial puede tener problemas con el calor específico. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos La convención de signos para q es la misma que para el cambio de entalpía; q es positivo para de aprendizaje adicionales sobre este tema. procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos. Machine Translated by Google 6.5 Calorimetría 247 Ejemplo 6.5 Una muestra de agua de 466 g se calienta de 8,50 °C a 74,60 °C. Calcule la cantidad de calor absorbido (en kilojulios) por el agua. Estrategia Conocemos la cantidad de agua y el calor específico del agua. Con esta información y el aumento de temperatura, podemos calcular la cantidad de calor absorbido (q). Solución Usando la ecuación (6.12), escribimos q = msÿt = (466 g)(4,184 J/g · °C)(74,60 °C ÿ 8,50 °C) = 1,29 × 105 J × 1kJ 1000J = 129kJ Comprueba Las unidades g y °C se cancelan y nos quedamos con la unidad deseada kJ. Como el calor es absorbido por el agua de los alrededores, tiene signo positivo. Ejercicio de práctica Una barra de hierro de 869 g de masa se enfría de 94°C a 5°C. Calcule el calor liberado (en kilojulios) por el metal. Problema similar: 6.33. Calorimetría de volumen constante El calor de combustión generalmente se mide colocando una masa conocida de un compuesto en un “Volumen constante” se refiere al volumen recipiente de acero llamado bomba calorimétrica de volumen constante, que se llena con oxígeno a del recipiente, que no cambia durante la reacción. Tenga en cuenta que el contenedor permanece intacto después de la medición. El término "bomba aproximadamente 30 atm de presión. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua, como se muestra en la figura 6.8. La muestra se enciende eléctricamente y el calor producido por la reacción de combustión se puede calcular con precisión registrando el aumento de temperatura del agua. El calor desprendido por la muestra es absorbido por el agua y la bomba. El diseño especial del calorímetro nos calorímetro” connota la naturaleza explosiva de la reacción (a pequeña escala) en presencia de exceso de oxígeno gaseoso. permite suponer que no se pierde calor (o masa) hacia los alrededores durante el tiempo que lleva realizar las mediciones. Por lo tanto, podemos llamar a la Termómetro agitador cables de encendido Cubo de calorímetro Chaqueta aislante Agua entrada de O2 Bomba Copa de muestra Figura 6.8 Una bomba calorimétrica de volumen constante. El calorímetro se llena con oxígeno gaseoso antes de colocarlo en el balde. La muestra se enciende eléctricamente y el calor producido por la reacción se puede determinar con precisión midiendo el aumento de temperatura en la cantidad conocida de agua circundante. Machine Translated by Google 248 Capítulo 6 ÿ Termoquímica bomba y el agua en la que se sumerge un sistema aislado. Debido a que no entra ni sale calor del sistema durante todo el proceso, el cambio de calor del sistema (qsystem) debe ser cero y podemos escribir qsistema = qcal + qrxn =0 (6.14) donde qcal y qrxn son los cambios de calor para el calorímetro y la reacción, respectivamente. Por lo tanto, (6.15) qrxn = ÿqcal Tenga en cuenta que Ccal comprende tanto la bomba como el agua circundante. Para calcular qcal, necesitamos saber la capacidad calorífica del calorímetro (Ccal) y el aumento de temperatura, es decir, (6.16) qcal = Ccalÿt Tenga en cuenta que aunque la reacción de combustión es exotérmica, qcal es una cantidad positiva porque representa el calor absorbido por el calorímetro. La cantidad Ccal se calibra quemando una sustancia con un calor de combustión conocido con precisión. Por ejemplo, se sabe que la combustión de 1 g de ácido benzoico (C6H5COOH) libera 26,42 kJ de calor. Si el aumento de temperatura es de 4,673°C, entonces la capacidad calorífica del calorímetro está dada por Ccal qcal =t = 26,42 kJ 4.673°C = 5,654 kJ/°C Una vez que se ha determinado Ccal , el calorímetro se puede utilizar para medir el calor de combustión de otras sustancias. Tenga en cuenta que debido a que las reacciones en una bomba calorimétrica ocurren bajo condiciones de volumen constante en lugar de presión constante, los cambios de calor corresponden a ÿU, no al cambio de entalpía ÿH (vea la Sección 6.4). La ecuación (6.10) se puede usar para corregir los cambios de calor medidos para que correspondan a los valores de ÿH , pero las correcciones generalmente son bastante pequeñas, por lo que no nos ocuparemos de los detalles aquí. Finalmente, es interesante señalar que el contenido energético de los alimentos y el combustible (generalmente expresado en calorías donde 1 cal = 4,184 J) se mide con calorímetros de volumen constante. Ejemplo 6.6 Una cantidad de 1,435 g de naftaleno (C10H8), una sustancia de olor acre utilizada en los repelentes de polillas, se quemó en una bomba calorimétrica de volumen constante. En consecuencia, la temperatura del agua subió de 20,28°C a 25,95°C. Si la capacidad calorífica de la bomba más el agua era de 10,17 kJ/°C, calcule el calor de combustión de la naftalina en base molar; es decir, encuentre el calor molar de combustión. Estrategia Conociendo la capacidad calorífica y el aumento de temperatura, ¿cómo calculamos el calor absorbido por el calorímetro? ¿Cuál es el calor generado por la combustión de 1,435 g de naftaleno? ¿Cuál es el factor de conversión entre gramos y moles de naftaleno? C10H8 (Continuado) Machine Translated by Google 6.5 Calorimetría 249 Solución El calor absorbido por la bomba y el agua es igual al producto de la capacidad calorífica y el cambio de temperatura. De la Ecuación (6.16), suponiendo que no se pierde calor hacia los alrededores, escribimos qcal = Ccalÿt = (10,17 kJ/°C)(25,95°C ÿ 20,28°C) = 57,66 kJ Termómetro Como qsys = qcal + qrxn = 0, qcal = ÿqrxn. El cambio de calor de la reacción es ÿ57,66 kJ. Este es el calor liberado por la combustión de 1,435 g de C10H8; por lo tanto, podemos escribir el factor de conversión como agitador vasos de espuma de poliestireno ÿ57,66 kJ 1.435 g de C10H8 La masa molar de naftaleno es 128,2 g, por lo que el calor de combustión de 1 mol de naftaleno es 128,2 g C10H8 ÿ57,66 kJ calor molar de combustión = × 1.435 g de C10H8 1 mol de C10H8 Reacción = ÿ5,151 × 103 kJ/mol mezcla Comprobación Si se sabe que la reacción de combustión es exotérmica y que la masa molar del naftaleno es mucho mayor que 1,4 g, ¿es razonable la respuesta? Bajo las condiciones de reacción, ¿puede el cambio de calor (ÿ57.66 kJ) igualarse al cambio de entalpía de la reacción? Ejercicio de práctica Se quemó una cantidad de 1.922 g de metanol (CH3OH) en una bomba calorimétrica de volumen constante. En consecuencia, la temperatura del agua aumentó 4,20°C. Si la capacidad calorífica de la bomba más el agua era de 10,4 kJ/°C, calcule el calor molar de combustión del metanol. Figura 6.9 Una presión constante calorímetro hecho de dos tazas de café de espuma de poliestireno. La copa exterior ayuda a aislar la mezcla de reacción del entorno. Dos soluciones de volumen Problema similar: 6.37. Calorimetría de presión constante Un dispositivo más simple que el calorímetro de volumen constante es el calorímetro de presión constante, que se usa para determinar los cambios de calor para las reacciones que no son de combustión. Se puede construir un calorímetro crudo de presión constante con dos tazas de café de conocido que contienen los reactivos a la misma temperatura se mezclan cuidadosamente en el calorímetro. El calor producido o absorbido por la reacción se puede determinar midiendo el cambio de temperatura. espuma de poliestireno, como se muestra en la figura 6.9. Este dispositivo mide los efectos del calor de una variedad de reacciones, como la neutralización ácido-base, así como el calor de solución y el calor de dilución. Como la presión es constante, el cambio de calor del proceso (qrxn) es igual al cambio de Punto caliente para estudiantes entalpía (ÿH). Como en el caso de un calorímetro de volumen constante, tratamos al calorímetro como Los datos del estudiante indican que usted puede un sistema aislado. Además, ignoramos la pequeña capacidad calorífica de las tazas de café en nuestros lucha con la calorimetría de presión constante. Acceda a su libro electrónico para cálculos. La tabla 6.3 enumera algunas reacciones que se han estudiado con el calorímetro de presión obtener recursos de aprendizaje adicionales constante. sobre este tema. Tabla 6.3 Calores de algunas reacciones típicas medidos a presión constante Tipo de Reacción ÿH Ejemplo Calor de neutralización HCl(aq) + NaOH(aq) ÿ NaCl(aq) + H2O(l) Calor de ionización H2O(l) ÿ H+(ac) + OHÿ(ac) (kJ/mol) ÿ56,2 56.2 Calor de fusión H2O (s) ÿ H2O (l) 6.01 Calor de vaporización H2O(l) ÿ H2O(g) 44,0* Calor de reacción MgCl2(s) + 2Na(l) ÿ 2NaCl(s) + Mg(s) ÿ180,2 *Medido a 25°C. A 100°C, el valor es 40,79 kJ. Machine Translated by Google Machine Translated by Google 6.5 Calorimetría Los bocetos de estrategia de las situaciones inicial y final son los siguientes: Conocemos las masas de agua y de perdigón de plomo, así como las temperaturas inicial y final. Suponiendo que no se pierde calor en los alrededores, podemos equiparar el calor perdido por la bolita de plomo con el calor ganado por el agua. Conociendo el calor específico del agua, podemos calcular el calor específico del plomo. Solución Tratando el calorímetro como un sistema aislado (sin pérdida de calor hacia los alrededores), escribimos qPb + qH2O = 0 o qPb = ÿqH2O El calor ganado por el agua está dado por qH2O = msÿt donde m y s son la masa y el calor específico, y ÿt = tfinal ÿ tinitial. Por lo tanto, qH2O = (100,0 g)(4,184 J/g · °C)(23,17 °C ÿ 22,50 °C) = 280,3J Debido a que el calor perdido por la bolita de plomo es igual al calor ganado por el agua, qPb = ÿ280.3 J. Despejando el calor específico de Pb, escribimos qPb = msÿt ÿ280,3 J = (26,47 g)(s)(23,17 °C ÿ 89,98 °C) s = 0,158 J/g · °C Ejercicio de práctica Un cojinete de bolas de acero inoxidable de 30,14 g a 117,82 °C se coloca en un calorímetro de presión constante que contiene 120,0 ml de agua a 18,44 °C. Si el calor específico del cojinete de bolas es 0,474 J/g · °C, calcule la temperatura final del agua. Suponga que el calorímetro tiene una capacidad calorífica despreciable. Problema similar: 6.88. Ejemplo 6.8 Se mezcló una cantidad de 1,00 × 102 mL de 0,500 M HCl con 1,00 × 102 mL de 0,500 M NaOH en un calorímetro de presión constante de capacidad calorífica despreciable. La temperatura inicial de las soluciones de HCl y NaOH fue la misma, 22.50°C, y la final (Continúa) 251 Machine Translated by Google 252 Capítulo 6 ÿ Termoquímica la temperatura de la solución mixta fue de 25,86°C. Calcule el cambio de calor para la reacción de neutralización en base molar: NaOH(ac) + HCl(ac) ÿ NaCl(ac) + H2O(l) Suponga que las densidades y los calores específicos de las soluciones son los mismos que para el agua (1,00 g/mL y 4,184 J/g · °C, respectivamente). Estrategia Debido a que la temperatura aumentó, la reacción de neutralización es exotérmica. ¿Cómo calculamos el calor absorbido por la solución combinada? ¿Cuál es el calor de la reacción? ¿Cuál es el factor de conversión para expresar el calor de reacción en base molar? Solución Suponiendo que no se pierde calor hacia los alrededores, qsys = qsoln + qrxn = 0, entonces qrxn = ÿqsoln, donde qsoln es el calor absorbido por la solución combinada. Como la densidad de la solución es 1,00 g/mL, la masa de una solución de 100 mL es 100 g. Por lo tanto, qsoln = msDt = (1,00 × 102 g + 1,00 × 102 g)(4,184 J/g · °C)(25,86 °C ÿ 22,50 °C) = 2,81 × 103J = 2,81 kJ Como qrxn = ÿqsoln, qrxn = ÿ2,81 kJ. De las molaridades dadas, el número de moles de HCl y NaOH en 1.00 × 102 mL la solución es 0.500 moles 1L × 0.100 L = 0.0500 mol Por lo tanto, el calor de neutralización cuando 1,00 mol de HCl reacciona con 1,00 mol de NaOH es ÿ2,81 kJ calor de neutralización = = ÿ56,2 kJ/mol 0.0500 moles Verificar ¿Es el signo consistente con la naturaleza de la reacción? Bajo la condición de reacción, ¿puede el cambio de calor igualarse al cambio de entalpía? Ejercicio de práctica Una cantidad de 4,00 × 102 mL de 0,600 M HNO3 se mezcla con 4,00 × 102 mL de 0,300 M Ba(OH)2 en un calorímetro de presión constante de capacidad calorífica despreciable. La temperatura inicial de ambas soluciones es la misma a 18.46°C. ¿Cuál es la temperatura final de la disolución? (Use el resultado del ejemplo 6.8 para su cálculo). Problema similar: 6.38. Revisión de conceptos y hechos 6.5.1 Una muestra de 1 g de Al y una muestra de 1 g de Fe se calientan de 40 °C a 100 °C. ¿Qué metal ha absorbido una mayor cantidad de calor? 6.5.2 Una muestra de 1,252 g de ciclohexanol (C6H12O) se quemó en una bomba calorimétrica de volumen constante donde la temperatura del agua aumentó de 27,00 °C a 31,11 °C. Si la capacidad calorífica de la bomba más el agua es de 11,3 kJ/°C, ¿cuál es el calor molar de combustión del ciclohexanol? 6.5.3 Una muestra de 100,0 g de un metal desconocido a 125 °C se agrega a 500,0 g de agua a 27,5 °C. La temperatura final de la mezcla es de 30,0 °C. ¿Cuál es la capacidad calorífica específica del metal? 6.6 Entalpía estándar de formación y reacción Hasta ahora hemos aprendido que podemos determinar el cambio de entalpía que acompaña a una reacción midiendo el calor absorbido o liberado (a presión constante). De la Ecuación (6.9) vemos que ÿH también se puede calcular si conocemos las entalpías reales Machine Translated by Google 6.6 Entalpía estándar de formación y reacción 253 de todos los reactivos y productos. Sin embargo, como se mencionó anteriormente, no hay forma de medir el valor absoluto de la entalpía de una sustancia. Solo se pueden determinar valores relativos a una referencia arbitraria. Este problema es similar al que enfrentan los geógrafos al expresar las elevaciones de montañas o valles específicos. En lugar de tratar de idear algún tipo de escala de elevación "absoluta" (¿quizás basada en la distancia desde el centro de la Tierra?), de común acuerdo, todas las alturas y profundidades geográficas se expresan en relación con el nivel del mar, una referencia arbitraria con una elevación definida de " cero” metros o pies. De manera similar, los químicos han acordado un punto de referencia arbitrario para la entalpía. El punto de referencia del "nivel del mar" para todas las expresiones de entalpía se denomina entalpía estándar de formación (ÿHf °). Se dice que las sustancias están en el estado estándar a 1 atm,† de ahí el término "entalpía estándar". El superíndice “°” representa condiciones de estado estándar (1 atm) y el subíndice “f” representa formación. Por convención, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. Tomemos como ejemplo el elemento oxígeno. El oxígeno molecular (O2) es más estable que la otra forma alotrópica de oxígeno, el ozono (O3), a 1 atm y 25 °C. Así, podemos escribir ÿH°(Of 2) = 0, pero ÿH°(Of 3) = 142,2 kJ/mol. De manera similar, el grafito es una forma alotrópica de carbono más estable que el diamante a 1 atm y 25 °C, por lo que tenemos ÿH°(C, grafito) = 0 y - ÿH°(C, diamante ) = 1,90 kJ/mol. Con base en esta referencia para elementos, ahora podemos definir entalpía la F F estándar de formación de un compuesto como el cambio de calor que resulta cuando se forma 1 mol del compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. La tabla 6.4 enumera las entalpías estándar de formación de varios elementos y compuestos. (Para una mayor Tabla 6.4 Entalpías estándar de formación de algunas sustancias inorgánicas a 25°C Sustancia Ag(s) AgCl(s) 0 ÿ127,0 ÿH°f (kJ/mol) H2O2(l) ÿ187,6 hectogramo(l) 0 I2(s) 0 Hola (g) 25,9 Br2 (l) 0 magnesio (s) 0 HBr(g) ÿ36,2 Al2O3(s) 0 Sustancia ÿ1669.8 al(s) † ÿH°f (kJ/mol) MgO(s) ÿ601,8 C (grafito) 0 MgCO3(s) ÿ1112.9 C (diamante) 1,90 N2(g) 0 CO2 (g) ÿ110,5 NH3(g) ÿ46,3 CO2(g) ÿ393,5 NO(g) 90.4 Ca (s) 0 NO2(g) 33.85 CaO(s) ÿ635,6 N2O (g) 81.56 CaCO3(s) ÿ1206.9 N2O4(g) 9.66 Cl2(g) 0 O (g) HCl(g) ÿ92,3 O2 (g) 0 con S) 0 O3(g) 142.2 CuO(s) ÿ155,2 249.4 S (rómbica) 0 S (monoclínica) 0.30 F2(g) 0 IC (g) ÿ271,6 SO2(g) ÿ296,1 H(g) 218.2 SO3(g) ÿ395,2 H2(g) 0 H2S(g) ÿ20.15 H2O (g) ÿ241,8 cinc (s) 0 H2O (l) ÿ285,8 ZnO(s) ÿ348,0 En termodinámica, la presión estándar se define como 1 bar, donde 1 bar = 105 Pa = 0,987 atm. Debido a que 1 bar difiere de 1 atm en solo 1.3 por ciento, continuaremos usando 1 atm como presión estándar. Tenga en cuenta que el punto de fusión y el punto de ebullición normales de una sustancia se definen en términos de 1 atm. Grafito (arriba) y diamante (abajo). (arriba): ©McGraw-Hill Education/Ken Karp; (abajo): ©JewelryStock/Alamy Stock Photo Machine Translated by Google 254 Capítulo 6 ÿ Termoquímica F de ÿH° , consulte el Apéndice 2). Tenga en cuenta que aunque el estado lista completa de valores - estándar no especifica una temperatura, siempre usaremosFvalores de ÿH° medidos a 25 °C para nuestra discusión porque la mayoría de los datos termodinámicos se recopilan en este punto. temperatura. La importancia de las entalpías estándar de formación es que una vez que las conocemos definidas rxn, como las valores, podemos calcular fácilmente la entalpía estándar de reacción, ÿH° entalpía de una reacción llevada a cabo a 1 atm. Por ejemplo, considere la reacción hipotética aA + bB ÿ cC + dD donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos. Para esta reacción, ÿH°rxn viene dada por ÿH°rxn = [cÿH°f(C) + dÿH°f(D)] ÿ [aÿH°f(A) + bÿH°f(B)] (6.17) Podemos generalizar la Ecuación (6.17) como ÿH° rxn = ÿnÿH°f(productos) ÿ ÿmÿH°f(reactivos) (6.18) donde m y n denotan los coeficientes estequiométricos de los reactivos y productos, y ÿ (sigma) significa “la suma de”. Tenga en cuenta que en los cálculos, los coeficientes estequiométricos son solo números sin unidades. Para usar la Ecuación (6.18) para calcular ÿH°rxn, debemos conocer los valores de ÿH°f de los compuestos que toman parte en la reacción. Estos valores se pueden determinar aplicando el método directo o el método indirecto. El método directo Este método de medición de ÿH°f funciona para compuestos que pueden sintetizarse fácilmente a partir de sus elementos. Supongamos que queremos saber la entalpía de formación de dióxido de carbono. Debemos medir la entalpía de la reacción cuando el carbono (grafito) y el oxígeno molecular en sus estados estándar se convierten en dióxido de carbono en su estado estándar: C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° rxn = ÿ393,5 kJ/mol Sabemos por experiencia que esta combustión se completa fácilmente. Así, a partir de la Ecuación (6.18) podemos escribir ÿH°rxn = ÿH°f (CO2, g) ÿ [ÿH°f (C, grafito) + ÿH°f (O2, g)] = ÿ393,5 kJ/mol P4 Debido a que tanto el grafito como el O2 son formas alotrópicas estables de los elementos, se deduce que ÿH°f (C, grafito) y ÿH°f (O2, g) son cero. Por lo tanto, ÿH°rxn = ÿH°f (CO2, g) = ÿ393,5 kJ/mol o ÿH°f (CO2, g) = ÿ393,5 kJ/mol F Tenga en cuenta que asignar arbitrariamente cero ÿH° para cada elemento en su forma más estable en el estado estándar no afecta nuestros cálculos de ninguna manera. Recuerde, en termoquímica solo nos interesan los cambios de entalpía porque pueden determinarse experimentalmente, mientras que los valores de entalpía absoluta no pueden. La elección de un “nivel de referencia” cero para la entalpía facilita el manejo de los cálculos. Refiriéndose nuevamente a la analogía de la altitud terrestre, encontramos que el monte Everest es 8708 pies más alto que el monte McKinley (ahora conocido oficialmente como Denali). Esta diferencia de altitud no se ve afectada por la decisión de establecer el nivel del mar en 0 pies o en 1000 pies. Otros compuestos que se pueden estudiar por el método directo son SF6, P4O10 y CS2. Las ecuaciones que representan sus síntesis son El fósforo blanco se quema en el aire para formar P4O10. ©Charles D. Winters/Fuente científica S(rómbica) + 3F2(g) ÿ SF6(g) P4(blanco) + 5O2(g) ÿ P4O10(s) C(grafito) + 2S(rómbica) ÿ CS2(l) Machine Translated by Google 255 6.6 Entalpía estándar de formación y reacción Tenga en cuenta que S (rómbico) y P (blanco) son los alótropos más estables de azufre y fósforo, Punto caliente para estudiantes respectivamente, a 1 atm y 25 °C, por lo que sus valores de F ÿH° son cero. Los datos de los estudiantes indican que puede tener problemas con la entalpía estándar de formación. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales El método indirecto sobre este tema. Muchos compuestos no pueden sintetizarse directamente a partir de sus elementos. En algunos casos, la reacción procede con demasiada lentitud o las reacciones secundarias producen sustancias distintas del compuesto deseado. En estos casos, ÿH° se puede determinar mediante un enfoque F indirecto, que se basa en la ley de suma de calor de Hess, o simplemente en la ley de Hess, llamada así por el químico suizo-ruso Germain Hess.† La ley de Hess se puede establecer de la siguiente manera: Cuando re los actantes se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo ya sea que la reacción se lleve a cabo en un solo paso o en una serie de pasos. En otras palabras, si podemos dividir la reacción de interés en una serie de reacciones para las que se puede medir ÿH°rxn , podemos calcular ÿH°rxn para la reacción general. La ley de Hess se basa en el hecho de que debido a que H es una función de estado, ÿH depende solo del estado inicial y final (es decir, solo de la naturaleza de los reactivos y productos). El cambio de entalpía sería el mismo ya sea que la reacción general se lleve a cabo en un solo paso o en varios pasos. Una analogía para la ley de Hess es la siguiente. Suponga que va del primer piso al sexto piso de un edificio en ascensor. La ganancia en su energía potencial gravitacional (que corresponde al cambio de entalpía para el proceso general) es la misma ya sea que vaya directamente allí o se detenga en cada piso en su camino hacia arriba (dividiendo el viaje en una serie de pasos). Digamos que estamos interesados en la entalpía estándar de formación de monóxido de carbono (CO). Podríamos representar la reacción como 1 C(grafito) + 2O2(g) ÿ CO(g) Sin embargo, quemar grafito también produce algo de dióxido de carbono (CO2), por lo que no podemos medir el cambio de entalpía del CO directamente como se muestra. En cambio, debemos emplear una ruta indirecta, basada en la ley de Hess. Es posible llevar a cabo las siguientes dos reacciones separadas, que se completan: (a) C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° rxn = ÿ393,5 kJ/mol 1 (b) CO2 (g) + 2O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° rxn = ÿ283,0 kJ/mol Primero, invertimos la ecuación (b) para obtener (C) CO2(g) ÿ CO(g) + 1 2O2(g) ÿH° rxn = +283,0 kJ/mol Recuerda invertir el signo de ÿH cuando inviertes una ecuación química. Como las ecuaciones químicas se pueden sumar y restar al igual que las ecuaciones algebraicas, realizamos la operación (a) + (c) y obtenemos (a) C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) (c) (D) C (grafito) CO2(g) ÿ CO(g) + C(grafito) + ÿH° rxn = ÿ393,5 kJ/mol 1 2O2(g) 1 2O2(g) ÿ CO(g) ÿH + O2 (g) ° =– 110,5 kJ ÿH° rxn = +283,0 kJ/mol –1 (g) CO (g) + O2 2 ÿH° rxn = ÿ110,5 kJ/mol Por tanto, ÿH°(CO) = ÿ110,5 kJ/mol. Mirando hacia atrás, vemos que la reacción general es la F ÿH° = formación de CO2 [Ecuación (a)], que se puede dividir en dos partes [Ecuaciones (d) y (b)]. La figura –393,5 kJ ÿH° 6.10 muestra el esquema general de nuestro procedimiento. = – 283,0 kJ La regla general para aplicar la ley de Hess es disponer una serie de ecuaciones químicas (correspondientes a una serie de pasos) de tal manera que, cuando se suman, todas las especies se cancelarán excepto los reactivos y productos que aparecen en la reacción general. Esto significa que CO2(g) queremos los elementos a la izquierda y el compuesto de interés a la derecha. Figura 6.10 El cambio de entalpía para la formación de 1 mol de CO2 a partir de grafito y O2 se puede dividir en dos pasos † Germán Henri Hess (1802–1850). Químico suizo-ruso. Hess nació en Suiza pero pasó la mayor parte de su vida en Rusia. Por formular la ley de Hess, se le llama el padre de la termoquímica. según la ley de Hess. Machine Translated by Google Machine Translated by Google 257 6.6 Entalpía estándar de formación y reacción Estrategia Nuestro objetivo aquí es calcular el cambio de entalpía para la formación de C2H2 a partir de sus elementos C y H2. Sin embargo, la reacción no ocurre directamente, por lo que debemos usar una ruta indirecta usando la información dada por las Ecuaciones (a), (b) y (c). C2H2 Solución Mirando la síntesis de C2H2, necesitamos 2 moles de grafito como reactivo. Entonces multiplicamos la ecuación (a) por 2 para obtener (D) 2C(grafito) + 2O2(g) ÿ 2CO2(g) ÿH°rxn = 2(ÿ393,5 kJ/mol) = ÿ787,0 kJ/mol A continuación, necesitamos 1 mol de H2 como reactivo y esto lo proporciona la Ecuación (b). Por último, necesitamos 1 mol de C2H2 como producto. La ecuación (c) tiene 2 moles de C2H2 como reactivo, por lo que debemos invertir la ecuación y dividirla por 2: (Y) 2CO2(g) + H2O(l) ÿ C2H2(g) + 5 2O2(g) ÿH°rxn 1 2 (2598,8 kJ/mol) = = 1299,4 kJ/mol Sumando las ecuaciones (d), (b) y (e) juntas, obtenemos 2C(grafito) + 2O2(g) ÿ 2CO2(g) H2(g) + ÿH° rxn = ÿ787,0 kJ/mol ÿH° rxn = ÿ285,8 kJ/mol 1 2O2(g) ÿ H2O(l) 2CO2(g) + H2O(l) ÿ C2H2(g) + 5 2O2(g) 2C(grafito) + H2(g) ÿ C2H2(g) ÿH° rxn = 1299,4 kJ/mol ÿH°rxn = 226,6 kJ/mol Por lo tanto, ÿH° =F ÿ H°rxn = 226,6 kJ/mol. El valor ÿH° significa que cuando 1 mol de C 2H2 F Un soplete de oxiacetileno tiene una temperatura de llama alta (3000°C) y se usa para soldar metales. se sintetiza a partir de 2 moles de C (grafito) y 1 mol de H2, 226,6 kJ de calor son absorbidos por el sistema ©Charles D. Winters/Fuente científica de reacción de los alrededores. Por lo tanto, este es un proceso endotérmico. Ejercicio de práctica Calcular la entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono (CS2) a partir de sus elementos, dado que C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) S(rómbico) + O2(g) ÿ SO2(g) CS2(l) + 3O2(g) ÿ CO2(g) + 2SO2(g) ÿH° rxn = ÿ393,5 kJ/mol ÿH° rxn = ÿ296,4 kJ/mol ÿH° rxn = ÿ1073,6 kJ/mol Problemas similares: 6.62, 6.63. Podemos calcular la entalpía de las reacciones a partir de los valores de ÿH°, como se muestra en F el Ejemplo 6.10. Ejemplo 6.10 La reacción de la termita involucra aluminio y óxido de hierro (III) 2Al(s) + Fe2O3(s) ÿ Al2O3(s) + 2Fe(l) Esta reacción es altamente exotérmica y el hierro líquido formado se utiliza para soldar metales. Calcule el calor liberado en kilojulios por gramo de Al reaccionado con Fe2O3. El ÿH° para Fe(l) es 12,40 F kJ/mol. Estrategia La entalpía de una reacción es la diferencia entre la suma de las entalpías de los productos y la suma de las entalpías de los reactivos. La entalpía de cada especie (reactivo o producto) viene dada por su coeficiente estequiométrico multiplicado por la entalpía estándar de formación de la especie. Solución Usando el valor de ÿH°f dado para Fe(l) y otros valores de ÿH°f en el Apéndice 2 y la Ecuación (6.18), escribimos El hierro fundido formado en una reacción de termita se introduce en un molde entre los extremos de dos rieles de ferrocarril. Al enfriarse, los rieles se sueldan entre sí. ÿH°rxn = [ÿH°f(Al2O3) + 2ÿH°f(Fe)] ÿ [2ÿH°f(Al) + ÿH°f(Fe2O3)] ©Orgo-termita = [(ÿ1669,8 kJ/mol) + 2 (12,40 kJ/mol)] - [2 (0) + (ÿ822,2 kJ/mol)] = 22822,8 kJ/mol (Continuado) Machine Translated by Google 258 Capítulo 6 ÿ Termoquímica Esta es la cantidad de calor liberado por 2 moles de Al reaccionados. Usamos la siguiente proporción ÿ822,8 kJ 2 moles de aluminio para convertir a kJ/g Al. La masa molar de Al es 26,98 g, por lo que ÿ822,8 kJ 1 mol de aluminio × calor liberado por gramo de Al = 2 moles de aluminio 26,98 g Al = ÿ15,25 kJ/g Verificar ¿Es el signo negativo consistente con la naturaleza exotérmica de la reacción? Como comprobación rápida, vemos que 2 moles de Al pesan alrededor de 54 g y emiten alrededor de 823 kJ de calor cuando reaccionan con Fe2O3. Por tanto, el calor desprendido por gramo de Al reaccionado es de aproximadamente ÿ830 kJ/54 go ÿ15,4 kJ/g. Ejercicio de práctica El benceno (C6H6) se quema en el aire para producir dióxido de carbono y agua líquida. Calcule el calor liberado (en kilojulios) por gramo del compuesto que reaccionó con oxígeno. La entalpía estándar de formación de benceno es 49,04 kJ/mol. Problemas similares: 6.54, 6.57. Revisión de conceptos y hechos 6.6.1 ¿Cuál de los siguientes no tiene ÿH° = 0 a 25°C? N2(g) con S) kr(g) F hectogramo(s) H2(g) I2(s) 6.6.2 Explique por qué las reacciones que involucran compuestos reactivos con ÿH° positivo F los valores son generalmente más exotérmicos que aquellos con valores negativos F de ÿH° . 6.6.3 Con los datos del Apéndice 2, calcule ÿH°rxn para N2O(g) + 3H2(g) ÿ N2H4(l) + H2O(l) 6.6.4 Dada la siguiente información Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(l) ÿ 2PbSO4(s) + 2H2O(l) ÿH° rxn = –509,2 kJ/mol SO3(g) + H2O(l) ÿ H2SO4(l) ÿH° rxn = –130,3 kJ/mol determine ÿH°rxn para Pb(s) + PbO2(s) + SO3(g) ÿ 2PbSO4(s). 6.7 Calor de solución y dilución Aunque hasta ahora nos hemos centrado en los efectos de la energía térmica resultantes de las reacciones químicas, muchos procesos físicos, como el derretimiento del hielo o la condensación de un vapor, también implican la absorción o liberación de calor. Los cambios de entalpía también ocurren cuando un soluto se disuelve en un solvente o cuando se diluye una solución. Veamos estos dos procesos físicos relacionados, que involucran calor de solución y calor de dilución. Calor de solución En la gran mayoría de los casos, disolver un soluto en un solvente produce un cambio de calor medible. A presión constante, el cambio de calor es igual al cambio de entalpía. El calor de solución, o entalpía de solución, ÿHsoln, es el calor generado o absorbido cuando una cierta cantidad de soluto se disuelve en una cierta cantidad de solvente. La cantidad ÿHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la solución final y las entalpías de sus componentes originales (es decir, soluto y solvente) antes de que se mezclen. Por lo tanto, ÿHsoln = Hsoln ÿ Hcomponentes (6.19) Machine Translated by Google 259 6.7 Calor de solución y dilución No se pueden medir Hsoln ni los componentes H , pero su diferencia, ÿHsoln, se puede determinar fácilmente en un calorímetro de presión constante. Al igual que otros cambios de entalpía, ÿHsoln es positivo para procesos endotérmicos (absorción de calor) y negativo para procesos exotérmicos (generadores de calor). Considere el calor de solución de un proceso en el cual un compuesto iónico es el soluto y el agua es el solvente. Por ejemplo, ¿qué sucede cuando el NaCl sólido se disuelve en agua? En el NaCl sólido, los iones Na+ y Clÿ se mantienen unidos por fuertes fuerzas positivasnegativas (electrostáticas), pero cuando un pequeño cristal de NaCl se disuelve en agua, la red tridimensional de iones se rompe en sus unidades individuales. (La estructura del NaCl sólido se muestra en la Figura 2.13.) Los iones Na+ y Clÿ separados se estabilizan en solución por su interacción con las moléculas de agua (ver Figura 4.2). Se dice que estos iones están hidratados. En este caso el agua juega un papel similar al de un buen aislante eléctrico. Las moléculas de agua protegen a los iones (Na+ y Clÿ) entre sí y reducen efectivamente la atracción electrostática que los mantiene unidos en estado sólido. El calor de disolución se define mediante el siguiente proceso: ÿHsoln = ? NaCl (s) ÿH2O Na + (ac) + Clÿ (ac) La disolución de un compuesto iónico como el NaCl en agua implica interacciones complejas entre las especies de soluto y solvente. Sin embargo, en aras del análisis, podemos imaginar que el proceso de solución tiene lugar en dos pasos separados, ilustrados en la figura 6.11. Primero, los iones Na+ y Clÿ en el cristal sólido se separan entre sí y se convierten al estado gaseoso: energía + NaCl (s) ÿ Na + (g) + Clÿ (g) – – + + + + – – – – + + Calor de hidratación Iones Na+ y Cl– en estado gaseoso Paso 2 – + Paso 1 Energía reticular U = 788 kJ/mol + – + – – – + – + + – + – – + – + + – calor de disolucion ÿ Hsoln = 4 kJ / mol + – + Iones Na+ y Cl– en estado sólido Iones hidratados Na+ y Cl– Figura 6.11 El proceso de solución de NaCl. Se puede considerar que el proceso ocurre en dos pasos separados: (1) separación de iones del estado cristalino al estado gaseoso y (2) hidratación de los iones gaseosos. El calor de solución es igual a los cambios de energía para estos dos pasos, ÿHsoln = U + ÿHhydr. Machine Translated by Google 260 Capítulo 6 ÿ Termoquímica La palabra “red” describe la disposición en el espacio de puntos aislados (ocupados por iones) en un patrón regular. La energía reticular es una cantidad positiva. Tenga en cuenta que la energía reticular y la energía interna comparten el mismo símbolo. La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en iones gaseosos se llama energía de red (U). La energía de red del NaCl es de 788 kJ/mol. En otras palabras, necesitaríamos suministrar 788 kJ de energía para descomponer 1 mol de NaCl sólido en 1 mol de iones Na+ y 1 mol de iones Clÿ . A continuación, los iones "gaseosos" de Na+ y Clÿ entran en el agua y se hidratan: Na + (g) + Clÿ (g) ÿH2O Na + (aq) + Clÿ (aq) + energía El cambio de entalpía asociado con el proceso de hidratación se denomina calor de hidratación, ÿHhydr (el calor de hidratación es una cantidad negativa para cationes e iones an). Aplicando la ley de Hess, es posible considerar ÿHsoln como la suma de dos cantidades relacionadas, la energía de red (U) y el calor de hidratación (ÿHhydr), como se muestra en la Figura 6.11: Cuadro 6.5 Calores de disolución de algunos Compuestos iónicos (6.20) ÿHsoln = U + ÿHhidr ÿHsoln Compuesto (kJ/mol) LiCl ÿ37,1 CaCl2 ÿ82,8 NaCl 4.0 KCl 17.2 NH4Cl 15.2 NH4NO3 26.6 Por lo tanto, NaCl (s) ÿ Na + (g) + Clÿ (g) Na + (g) + Clÿ (g) ÿH2O Na + (ac) + Clÿ (ac) NaCl (s) ÿH2O Na + (ac) + Clÿ (ac) U = 788 kJ/mol ÿHhidr = ÿ784 kJ/mol ÿHsoln = 4 kJ / mol Así, cuando 1 mol de NaCl se disuelve en agua, se absorberán 4 kJ de calor del entorno. Observaríamos este efecto al notar que el vaso de precipitados que contiene la solución se enfría ligeramente. La tabla 6.5 enumera el ÿHsoln de varios compuestos iónicos. Dependiendo de la naturaleza del catión y el anión involucrado, ÿHsoln para un compuesto iónico puede ser negativo (exotérmico) o positivo (endotérmico). Calor de dilución A generaciones de estudiantes de química se les ha recordado el procedimiento seguro para diluir ácidos con el venerable dicho: "Haz lo que debes, agrega ácido al agua". Cuando se diluye una solución previamente preparada, es decir, cuando se agrega más solvente para disminuir la concentración total del soluto, generalmente se emite o absorbe calor adicional. El calor de dilución es el cambio de calor asociado con el proceso de dilución. Si cierto proceso de solución es endotérmico y la solución se diluye posteriormente, la misma solución absorberá más calor del entorno. Lo contrario es válido para un proceso de solución exotérmica: se liberará más calor si se agrega más solvente para diluir la solución. Por lo tanto, siempre tenga cuidado cuando trabaje en un procedimiento de dilución en el laboratorio. Debido a su calor de dilución altamente exotérmico, el ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) presenta un problema particularmente peligroso si su concentración debe reducirse mezclándolo con agua adicional. El H2SO4 concentrado se compone de 98 por ciento de ácido y 2 por ciento de agua en masa. Diluyéndolo con agua se libera una cantidad considerable de calor al entorno. Este proceso es tan exotérmico que nunca debe intentar diluir el ácido concentrado añadiéndole agua. El calor generado podría hacer que la solución ácida hierva y salpique. El procedimiento recomendado es agregar el ácido concentrado lentamente al agua (mientras se agita constantemente). Revisión de conceptos y hechos 6.7.1 Use los datos del Apéndice 2 para calcular el calor de solución para el siguiente proceso: KNO3(s) ÿ K+(ac) + NO3 ÿ (ac) Machine Translated by Google Resumen de conceptos y hechos 261 Objetivos de aprendizaje ÿ Distinguir entre energía cinética y potencial, e identificar ejemplos específicos de cada una. (Sección 6.1) ÿ Discriminar entre el sistema y el entorno para un experimento dado. (Sección 6.2) ÿ Clasificar un sistema como abierto, cerrado o aislado. (Sección 6.2) ÿ Categorizar un proceso como endotérmico o exotérmico. (Sección 6.2) ÿ Explicar qué es una función de estado y ser capaz de identificar funciones de estado y funciones de no estado. (Sección 6.3) ÿ Resumir la primera ley de la termodinámica. (Sección 6.3) ÿ Definir trabajo y calor, y predecir las convenciones de signos asociadas con cada término. (Sección 6.3) ÿ Discutir la entalpía y los cambios de entalpía. (Sección 6.4) ÿ Calcular el cambio de entalpía de una reacción e ilustrar cómo depende de la estequiometría de los reactivos y productos (Sección 6.4) ÿ Realizar cálculos calorimétricos que involucren calor específico o capacidad calorífica. (Sección 6.5) ÿ Describir la calorimetría de presión constante. (Sección 6.5) ÿ Emplear calores estándar de formación de sustancias para determinar el cambio de entalpía de una reacción. (Sección 6.6) ÿ Aplicar la ley de Hess para determinar el cambio de entalpía de una reacción. (Sección 6.6) ÿ Valorar los procesos físicos de calor de disolución y calor de hidratación. (Sección 6.7) ecuaciones clave ÿU = q + w (6.1) w = ÿPÿV (6.3) Enunciado matemático de la primera ley de la termodinámica. Cálculo del trabajo realizado en la expansión o compresión del gas. H = U + PV (6.6) ÿH = ÿU + PV (6.8) Definición de entalpía. Cálculo del cambio de entalpía (o energía) para una constante proceso de presión C = ms (6.11) q = Definición de capacidad calorífica. msÿt (6.12) q = Cÿt Cálculo del cambio de calor en términos de calor específico. (6.13) ° Cálculo del cambio de calor en términos de capacidad calorífica. = ÿnÿH ° (productos) - ÿ ° (reactivos) (6.18) ÿHrxn mÿHf F SHsoln = U + ÿHhydr (6.20) Cálculo de la entalpía estándar de reacción. Energía reticular y contribuciones de hidratación al calor de solución. Resumen de conceptos y hechos 1. La energía es la capacidad de realizar un trabajo. Hay muchas formas de energía, y son interconvertibles. La ley de conservación de la energía establece que la cantidad total de energía en el universo es constante. 2. Un proceso que desprende calor al entorno es exotérmico; un proceso que absorbe calor de los alrededores es endotérmico. en el camino por el cual se logra el cambio. La energía es una función de estado; el trabajo y el calor no lo son. 5. La energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir (primera ley de la termodinámica). En química nos ocupamos principalmente de la energía térmica, la energía eléctrica y la energía mecánica, que suele estar asociada con el trabajo de presiónvolumen. 3. El estado de un sistema se define por propiedades como la composición, el volumen, la temperatura y la presión. Estas propiedades se denominan funciones de estado. 4. El cambio en una función de estado para un sistema depende solo de los estados inicial y final del sistema, y no 6. La entalpía es una función de estado. Un cambio en la entalpía ÿH es igual a ÿU + PÿV para un proceso de presión constante. 7. El cambio de entalpía (ÿH, generalmente expresado en kilojulios) es una medida del calor de reacción (o cualquier otro proceso) a presión constante. Machine Translated by Google 262 Capítulo 6 ÿ Termoquímica 8. Los calorímetros de volumen constante y de presión constante se usan para medir los cambios de calor que ocurren en los procesos físicos y químicos. 9. La ley de Hess establece que el cambio de entalpía general en una reacción es igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales en la reacción general. 11. El calor de disolución de un compuesto iónico en agua es la suma de la energía reticular del compuesto y el calor de hidratación. Las magnitudes relativas de estas dos cantidades determinan si el proceso de disolución es endotérmico o exotérmico. El calor de dilución es el calor absorbido o desprendido cuando se diluye una solución. 10. La entalpía estándar de una reacción se puede calcular a partir de las entalpías estándar de formación de reactivos y productos. Palabras clave Energía de red (U), pág. 260 Estado estándar, pág. 253 Energía química, pág. 232 235 Ley de conservación de Función de estado, pág. 234 Sistema cerrado, pág. 232 Calor, pág. 232 energía, pág. 232 Estado de un sistema, pág. 234 Proceso endotérmico, pág. 234 Capacidad calorífica (C), pág. 246 Sistema abierto, pág. 232 Energía, pág. 231 Calor de dilución, pág. 260 Energía potencial, pág. 232 Sistema, pág. 232 Entalpía (H), pág. 241 Calor de hidratación (ÿHhydr), pág. Energía radiante, pág. 231 Energía térmica, pág. 231 Calor (es) específico(s), pág. 246 Ecuación termoquímica, pág. 243 Calorimetría, pág. 246 Entalpía de reacción (ÿHrxn), pág. 242 Primera ley de la termodinámica, pág. 260 Calor de disolución (ÿHsoln), pág. Entalpía de solución (ÿHsoln), pág. 255 258 Ley de Hess, pág. 255 Proceso exotérmico, pág. 233 Sistema aislado, pág. 232 Entorno, pág. 232 Entalpía estándar de formación (ÿH°)f , pág. 253 Entalpía estándar de reacción ( ÿH°rxn), pág. 254 Termoquímica, pág. 232 Termodinámica, pág. 234 Trabajo, pág. 231 Preguntas y problemas Problemas numerados en rojo resueltos en Student Solutions Manual 6.2 Cambios de energía en reacciones químicas Preguntas de revisión 6.1 Naturaleza de la energía y tipos de energía Preguntas de revisión 6.1 Defina estos términos: sistema, entorno, sistema abierto, sistema cerrado, sistema aislado, energía térmica, energía química, energía potencial, energía cinética, ley de conservación de la energía. 6.2 ¿Qué es el calor? ¿En qué se diferencia el calor de la térmica? ¿energía? ¿En qué condiciones se transfiere calor de un sistema a otro? 6.3 ¿Cuáles son las unidades de energía comúnmente empleadas en química? 6.4 Un camión que inicialmente viaja a 60 km por hora se detiene por completo en un semáforo. ¿Viola este cambio la ley de conservación de la energía? Explique. 6.5 Estas son varias formas de energía: química, calor, luz, mecánica y eléctrica. Sugiera formas de interconvertir estas formas de energía. 6.6 Describe las interconversiones de formas de energía que ocurren en estos procesos: (a) Lanzas una pelota suave al aire y la atrapas. (b) Enciendes una linterna. (c) Montas en el telesilla hasta la cima de la colina y luego esquías hacia abajo. (d) Prendes una cerilla y dejas que se consuma. 6.7 Defina estos términos: termoquímica, proceso exotérmico, proceso endotérmico. 6.8 La estequiometría se basa en la ley de conservación de la masa. ¿En qué ley se basa la termoquímica? 6.9 Describe dos procesos exotérmicos y dos procesos endotérmicos. 6.10 Las reacciones de descomposición suelen ser endotérmicas, mientras que las reacciones de combinación suelen ser exotérmicas. Dé una explicación cualitativa de estas tendencias. 6.3 Introducción a la Termodinámica Preguntas de revisión 6.11 ¿En qué ley se basa la primera ley de la termodinámica? Explique las convenciones de signos en la ecuación ÿU = q + w. 6.12 Explique qué se entiende por función de estado. Da dos ejemplos de cantidades que sean funciones de estado y dos que no lo sean. 6.13 La energía interna de un gas ideal depende únicamente de su temperatura. Haga un análisis de la primera ley de este proceso. Se permite que una muestra de un gas ideal se expanda a temperatura constante contra la atmosférica. Machine Translated by Google 263 Preguntas y problemas presión. (a) ¿El gas realiza trabajo sobre sus alrededores? (b) ¿Hay intercambio de calor entre el sistema y los alrededores? Si es así, ¿en qué dirección? (c) ¿Cuál es ÿU para el gas en este proceso? 6.14 Considere estos cambios: (a) Hg(l) ÿ Hg(g) ¿Cuál es el valor de ÿH si (a) la ecuación se multiplica por 2, (b) la dirección de la reacción se invierte para que los productos se conviertan en reactivos y viceversa, (c) vapor de agua en lugar de agua líquida? se forma como el producto? Problemas (b) 3O2(g) ÿ 2O3(g) (c) CuSO4 · 5H2O(s) ÿCuSO4(s) + 5H2O(g) 6.25 El primer paso en la recuperación industrial de zinc a partir del mineral de sulfuro de zinc es la tostación, es decir, la conversión (d) H2(g) + F2(g) ÿ 2HF(g) A presión constante, ¿en cuál de las reacciones el sistema realiza trabajo sobre los alrededores? ¿Por los alrededores del sistema? ¿En cuál de ellos no se realiza trabajo? de ZnS a ZnO mediante calentamiento: 2ZnS(s) + 3O2(g) ÿ 2ZnO(s) + 2SO2(g) ÿH = ÿ879 kJ/mol Calcule el calor desprendido (en kJ) por gramo de ZnS tostado. Problemas 6.15 Una muestra de nitrógeno gaseoso se expande en volumen de 1,6 L a 5,4 L a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado en julios si el gas se expande (a) contra el vacío, (b) contra una presión constante de 0,80 atm y (c) contra una presión constante de 3,7 atm. 6.16 Un gas se expande en volumen de 26,7 mL a 89,3 mL a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado (en julios) si el gas se expande (a) contra el vacío, (b) contra una presión constante de 1,5 atm y (c) contra una presión constante de 2,8 atm. 6.17 Un gas se expande y realiza un trabajo PV sobre los alrededores igual a 325 J. Al mismo tiempo, absorbe 127 J de calor de los alrededores. Calcular el cambio de energía del gas. 6.18 El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74 J. Como resultado, se emiten 26 J de calor a los alrededores. Calcular el cambio de energía del gas. 6.19 Calcule el trabajo realizado cuando 50,0 g de estaño se disuelven en exceso de ácido a 1,00 atm y 25°C: Sn(s) + 2H+(ac) ÿ Sn2+(ac) + H2(g) 6.26 Determine la cantidad de calor (en kJ) que se desprende cuando se producen 1,26 × 104 g de NO2 de acuerdo con la ecuación 2NO(g) + O2(g) ÿ 2NO2(g) ÿH = ÿ114,6 kJ/mol 6.27 Considere la reacción 2H2O(g) 2H2 (g) + O2(g) ÿH = 483,6 kJ/mol Si 2,0 moles de H2O(g) se convierten en H2(g) y O2(g) contra una presión de 1,0 atm a 125 °C, ¿cuál es ÿU para esta reacción? 6.28 Considere la reacción H2(g) + Cl2(g) ÿ 2HCl(g) ÿH = ÿ184,6 kJ/mol Si 3 moles de H2 reaccionan con 3 moles de Cl2 para formar HCl, calcule el trabajo realizado (en julios) frente a una presión de 1,0 atm a 25 °C. ¿Cuál es ÿU para esta reacción? Suponga que la reacción se completa. 6.5 Calorimetría Suponga un comportamiento de gas ideal. 6.20 Calcule el trabajo realizado en julios cuando 1,0 mol de agua se vaporiza a 1,0 atm y 100 °C. Suponga que el volumen de agua líquida es insignificante en comparación con el del vapor a 100 °C y el comportamiento del gas ideal. 6.4 Entalpía de reacciones químicas Preguntas de revisión 6.21 Defina estos términos: entalpía, entalpía de reacción. ¿Bajo qué condiciones el calor de una reacción es igual al cambio de entalpía de la misma reacción? 6.22 Al escribir ecuaciones termoquímicas, ¿por qué es importante indicar el estado físico (es decir, gaseoso, líquido, sólido o acuoso) de cada sustancia? 6.23 Explique el significado de esta ecuación termoquímica: 4NH3(g) + 5O2(g) ÿ 4NO(g) + 6H2O(g) ÿH = ÿ904 kJ/mol 6.24 Considere esta reacción: Preguntas de revisión 6.29 ¿Cuál es la diferencia entre calor específico y capacidad calorífica? ¿Cuáles son las unidades de estas dos cantidades? ¿Cuál es la propiedad intensiva y cuál la propiedad extensiva? 6.30 Defina calorimetría y describa dos calorímetros de uso común. En una medida calorimétrica, ¿por qué es importante que conozcamos la capacidad calorífica del calorímetro? ¿Cómo se determina este valor? Problemas 6.31 Considere los siguientes datos: Metal Masa (g) Calor específico (J/g · °C) Temperatura (°C) 2CH3OH(l) + 3O2(g) ÿ 4H2O(l) + 2CO2(g) ÿH = ÿ1452,8 kJ/mol Al Con 10 30 0.900 0.385 40 60 Cuando estos dos metales se ponen en contacto, ¿cuál de los siguientes ocurrirá? Machine Translated by Google 264 Capítulo 6 ÿ Termoquímica (a) El calor fluirá de Al a Cu porque Al tiene un calor 6.44 Describa cómo los químicos usan la ley de Hess para determinar específico mayor. el ÿH° deF un compuesto midiendo su calor (entalpía) de combustión. (b) El calor fluirá de Cu a Al porque Cu tiene una masa - mayor. (c) El calor fluirá de Cu a Al porque Cu tiene una mayor capacidad calorífica. (d) El calor fluirá de Cu a Al porque Cu está a una Problemas 6.45 ¿Cuál de los siguientes valores estándar de entalpía de formación no es cero a 25 °C? Na(s), Ne(g), CH4(g), S8(s), temperatura más alta. (e) No fluirá calor en ninguna dirección. 6.32 Una pieza de plata de 362 g de masa tiene una capacidad calorífica de 85,7 J/°C. ¿Cuál es el calor específico de la plata? 6.33 Una pieza de cobre metálico de 6.22 kg se calienta de 20.5°C a 324.3°C. Calcule el calor absorbido (en kJ) por el metal. 6.34 Calcule la cantidad de calor liberado (en kJ) de 366 g de mercurio cuando se enfría de 77,0 °C a 12,0 °C. 6.35 Una lámina de oro que pesa 10,0 g y está a una temperatura de 18,0 °C se coloca plana sobre una lámina de hierro que pesa 20,0 g y está a una temperatura de 55,6 °C. ¿Cuál es la temperatura final de los metales combinados? Suponga que no se pierde calor hacia los alrededores. (Sugerencia: el calor ganado por el oro debe ser igual al calor perdido por el hierro. Los calores específicos de los metales se dan en la tabla 6.2.) 6.36 A una muestra de agua a 23.4 °C en un calorímetro de presión constante de capacidad calorífica despreciable se le agrega una pieza de aluminio de 12.1 g cuya temperatura es de 81.7 °C. Si la temperatura final del agua es de 24,9°C, calcule la masa del agua en el calorímetro. (Sugerencia: Hg(l), H(g). 6.46 Los valores deF ÿH° de los dos alótropos del oxígeno, O y O3, son 0 y 142,2 kJ/mol, respectivamente, a 25°C. ¿Cuál es la forma más estable a esta temperatura? 6.47 ¿Cuál es la cantidad más negativa a 25°C: ÿH° para H2O(l) o ÿH° para H 2O(g)? F capacidad calorífica de 3024 J/°C. La temperatura aumenta en 1.126°C. Calcular el calor desprendido por la combustión de Mg, en kJ/g y en kJ/mol. 6.49 En general, los compuestos con valores negativos de ÿH° son F más estables que aquellos con valores positivos de ÿH° F . H2O2(l) tiene un ÿH° negativo (ver Tabla 6.4). F ¿Por qué, entonces, el H2O2(l) tiene tendencia a descomponerse en H2O(l) y O2(g)? 6.50 Sugiera formas (con las ecuaciones apropiadas) que le permitan medir los valores de ÿH° de Ag2O(s) y CaCl2(s)F a partir de sus elementos. No se necesitan cálculos. 6.51 (Busque la entalpía estándar de formación del reactivo y los productos en la tabla 6.4). 6.52 Las entalpías estándar de formación de iones en soluciones acuosas se obtienen asignando arbitrariamente un valor de + cero a los iones H+ ; es decir, ÿH° [H f (aq)] = 0. (a) Para la siguiente reacción HCl(g) ÿH2O H+(aq) + Clÿ(aq) ÿH° = ÿ74,9 kJ/mol que tiene una capacidad calorífica de 325 J/°C. Si las temperaturas iniciales de ambas soluciones son iguales a 18,24 °C, ¿cuál es la temperatura final de la solución mixta? calcular ÿH° paraF los iones Cl ÿ . (b) Dado que ÿH° paraF los ionesOH ÿ es ÿ229,6 kJ/mol, calcule la entalpía de neutralización cuando 1 mol de un ácido monoprótico fuerte (como HCl) se valora con 1 mol de una base fuerte (como KOH) a 25°C. El calor de neutralización es ÿ56,2 kJ/mol. Suponga que la densidad y el calor específico de las soluciones son los mismos que los del agua. 6.53 Preguntas de revisión 6.39 ¿Qué significa la condición de estado estándar? 6.40 ¿Cómo se determinan las entalpías estándar de un elemento y un compuesto? 6.41 ¿Qué se entiende por entalpía estándar de una reacción? Calcular el calor de descomposición para este proceso a presión constante y 25°C: CaCO3(s) ÿ CaO(s) + CO2(g) 6.38 Una cantidad de 85,0 mL de HCl 0,900 M se mezcla con 85,0 mL de KOH 0,900 M en un calorímetro de presión constante 6.6 Entalpía estándar de formación y reacción F 6.48 Prediga el valor de ÿH° (mayor que, menor que o igual a cero) F para estos elementos a 25°C: (a) Br2(g); Br2(l). (b) I2(g); I2(s). Consulte la Tabla 6.2.) 6.37 Una muestra de 0.1375 g de magnesio sólido se quema en una bomba calorimétrica de volumen constante que tiene una 2 Calcular los calores de combustión para las siguientes reacciones a partir de las entalpías estándar de formación enumeradas en el Apéndice 2: (a) 2H2 (g) + O2 (g) ÿ 2H2O (l) (b) 2C2H2(g) + 5O2(g) ÿ4CO2(g) + 2H2O(l) 6.54 Calcule los calores de combustión para las siguientes reacciones a partir de las entalpías estándar de formación enumeradas en el Apéndice 2: (a) C2H4(g) + 3O2(g) ÿ 2CO2(g) + 2H2O(l) (b) 2H2S(g) + 3O2(g) ÿ 2H2O(l) + 2SO2(g) 6.42 Escriba la ecuación para calcular la entalpía de una reacción. Defina todos los términos. 6.43 Enuncie la ley de Hess. Explique, con un ejemplo, la utilidad de esta ley en termoquímica. 6.55 El metanol, el etanol y el n-propanol son tres alcoholes comunes. Cuando se quema en el aire 1,00 g de cada uno de estos alcoholes, se libera calor como muestran los siguientes datos: (a) metanol (CH3OH), Machine Translated by Google 265 Preguntas y problemas ÿ22,6 kJ; (b) etanol (C2H5OH), -29,7 kJ; (c) n-propanol (C3H7OH), ÿ33,4 kJ. Calcular los calores de combustión de estos alcoholes en kJ/mol. 6.63 De los siguientes calores de combustión, CH3OH(l) + 3 2O2(g) ÿ CO2(g) + 2H2O(l) ÿH° rxn = ÿ726,4 kJ/mol 6.56 El cambio de entalpía estándar para la siguiente reacción es 436,4 kJ/mol: C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° rxn = ÿ393,5 kJ/mol H2(g) ÿ H(g) + H(g) H2(g) + Calcular la entalpía estándar de formación de hidrógeno atómico (H). 6.57 A partir de las entalpías estándar de formación, calcule ÿH°rxn para la reacción C6H12(l) + 9O2(g) ÿ 6CO2(g) + 6H2O(l) Para C6H12(l), ÿH° F= ÿ151,9 kJ/mol. 6.58 El pentaborano-9, B5H9, es un líquido incoloro altamente reactivo que estallará en llamas cuando se exponga al oxígeno. la reacción es ÿH° rxn = ÿ285,8 kJ/mol calcular la entalpía de formación de metanol (CH3OH) de sus elementos: 6.59 Determine la cantidad de calor (en kJ) que se desprende cuando se producen 1,26 × 104 g de amoníaco de acuerdo con la ecuación N2(g) + 3H2(g) ÿ 2NH3(g) ÿH° rxn = ÿ92,6 kJ/mol Suponga que la reacción tiene lugar en condiciones de estado estándar a 25 °C. 6.60 A 850 °C, el CaCO3 se descompone sustancialmente para producir CaO y CO2. Suponiendo que los valores de ÿH° F del reactivo y los productos son los mismos a 850 °C que a 25 °C, calcule el cambio de entalpía (en kJ) si se producen 66,8 g de CO2 en una reacción. 6.61 A partir de estos datos, S(rómbico) + O2(g) ÿ SO2(g) ÿH° rxn = ÿ296,06 kJ/mol S(monoclínico) + O2(g) ÿ SO2(g) ÿH° rxn = ÿ296,36 kJ/mol calcular el cambio de entalpía para la transformación S(rómbico) ÿ S(monoclínico) (Monoclínica y rómbica son diferentes formas alotrópicas de azufre elemental). 1 C(grafito) + 2H2(g) + 2O2(g) ÿ CH3OH(l) 6.64 Calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción 2Al(s) + Fe2O3(s) ÿ 2Fe(s) + Al2O3(s) Dado que 3 2Al(s) + 2O2(g) ÿ Al2O3(s) ÿH° rxn = ÿ1669,8 kJ/mol 2fe(s) + 2O2(g) ÿ Fe2O3(s) 2B5H9(l) + 12O2(g) ÿ 5B2O3(s) + 9H2O(l) Calcule los kilojulios de calor liberados por gramo del compuesto que reacciona con el oxígeno. La entalpía estándar de formación de B5H9 es 73,2 kJ/mol. 1 2O2(g) ÿ H2O(l) 3 ÿH° rxn = ÿ822,2 kJ/mol 6.7 Calor de solución y dilución Preguntas de revisión 6.65 Defina los siguientes términos: entalpía de solución, calor de hidratación, energía reticular, calor de dilución. 6.66 ¿Por qué la energía reticular de un sólido siempre es una cantidad positiva? ¿Por qué la hidratación de los iones es siempre una cantidad negativa? 6.67 Considere dos compuestos iónicos A y B. A tiene una energía reticular mayor que B. ¿Cuál de los dos compuestos es más estable? 6.68 Mg2+ es un catión más pequeño que Na+ y también lleva más carga positiva. ¿Cuál de las dos especies tiene una mayor energía de hidratación (en kJ/mol)? Explique. 6.69 Considere la disolución de un compuesto iónico como el fluoruro de potasio en agua. Divida el proceso en los siguientes pasos: separación de los cationes y aniones en la fase de vapor y la hidratación de los iones en el medio acuoso. Discuta los cambios de energía asociados con cada paso. ¿Cómo depende el calor de disolución de KF de las magnitudes relativas de estas dos cantidades? ¿En qué ley se basa la relación? 6.70 ¿Por qué es peligroso agregar agua a un ácido concentrado como el ácido sulfúrico en un proceso de dilución? 6.62 A partir de los siguientes datos, C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° rxn = ÿ393,5 kJ/mol Problemas adicionales 6.71 ¿Cuál de los siguientes no tiene ÿH° = 0 a 25°C? F 1 H2(g) + 2O2(g) ÿ H2O(l) ÿH° rxn = ÿ285,8 kJ/mol 2C2H6(g) + 7O2(g) ÿ 4CO2(g) + 6H2O(l) ÿH° rxn = ÿ3119,6 kJ/mol calcular el cambio de entalpía para la reacción 2C(grafito) + 3H2(g) ÿ C2H6(g) He(g) Fe(s) Cl(g) S8(s) O2(g) Br2(l) 6.72 Calcule el trabajo de expansión realizado cuando 3,70 moles de etanol se convierten en vapor en su punto de ebullición (78,3 °C) y 1,0 atm. 6.73 La convención de asignar arbitrariamente un valor de entalpía cero para la forma más estable de cada elemento en el estado estándar a 25°C es una manera conveniente de Machine Translated by Google 266 Capítulo 6 ÿ Termoquímica Manejo de entalpías de reacción. Explique por qué esta (a) ¿Cómo determinaría experimentalmente el valor de ÿH°rxn para esta reacción? (b) La radiación solar produce alrededor convención no se puede aplicar a las reacciones nucleares. de 7,0 × 1014 kg de glucosa al año en la Tierra. ¿Cuál es el 6.74 Dadas las ecuaciones termoquímicas: Br2(l) + F2(g) ÿ 2BrF(g) ÿH° = ÿ188 kJ/mol cambio de ÿH° correspondiente ? 6.82 Una muestra de 2,10 moles de ácido acético cristalino, inicialmente a 17,0 °C, se deja fundir a 17,0 °C y luego se calienta a 118,1 °C (su punto de ebullición normal) a 1,00 atm. Se permite que Br2(l) + 3F2(g) ÿ 2BrF3(g) ÿH° = ÿ768 kJ/mol la muestra se vaporice a 118,1 °C y luego se enfría rápidamente a 17,0 °C para que recristalice. Calcule ÿH° para el proceso calcule el ÿH°rxn para la reacción total como se describe. BrF (g) + F2 (g) ÿ BrF3 (g) 6.83 Calcular el trabajo realizado en joules por la reacción. 6.75 El cambio de entalpía estándar ÿH° para la descomposición térmica del nitrato de plata de acuerdo con la siguiente ecuación es +78.67 kJ: 2Na(s) + 2H2O(l) ÿ 2NaOH(aq) + H2(g) cuando 0,34 g de Na reaccionan con agua para formar 1 AgNO3(s) ÿ AgNO2(s) + 2O2(g) La entalpía estándar de formación de AgNO3(s) es ÿ123,02 kJ/mol. Calcular la entalpía estándar de formación de AgNO2(s). 6.76 La hidracina, N2H4, se descompone de acuerdo con la siguiente reacción: hidrógeno gaseoso a 0 °C y 1,0 atm. 6.84 Se le proporcionan los siguientes datos: H2(g) ÿ 2H(g) ÿH° = 436,4 kJ/mol Br2(g) ÿ 2Br(g) ÿH° = 192,5 kJ/mol H2(g) + Br2(g) ÿ 2HBr(g) ÿH° = ÿ72,4 kJ/mol Calcular ÿH° para la reacción 3N2H4(l) ÿ 4NH3(g) + N2(g) (a) Dado que la entalpía estándar de formación de hidracina H(g) + Br(g) ÿ HBr(g) 6.85 Una mezcla gaseosa consta de 28,4 por ciento en moles de es de 50,42 kJ/mol, calcule ÿH° para su descomposición. (b) hidrógeno y 71,6 por ciento en moles de metano. Una muestra Tanto la hidracina como el amoníaco se queman en oxígeno de gas de 15,6 L, medida a 19,4 °C y 2,23 atm, se quema en el aire. Calcular el calor liberado. para producir H2O(l) y N2(g). Escriba ecuaciones balanceadas para cada uno de estos procesos y calcule ÿH° para cada uno de ellos. En base a la masa (por kg), ¿sería la hidracina o el amoníaco el mejor combustible? 6.77 Una cantidad de 2.00 × 102 mL de HCl 0.862 M se mezcla con un volumen igual de Ba(OH)2 0.431 M en un calorímetro de presión constante de capacidad calorífica despreciable. La temperatura inicial del HCl y Ba(OH)2 6.86 Cuando 2.740 g de Ba reaccionan con O2 a 298 K y 1 atm para formar BaO, se liberan 11.14 kJ de calor. ¿Cuál es ÿH° para BaO? F 6.87 El metanol (CH3OH) es un solvente orgánico y también se usa como combustible en algunos motores de automóviles. A partir de los siguientes datos, calcule la entalpía estándar de formación de metanol: soluciones es la misma a 20.48°C, Para el proceso H+(ac) + OHÿ(ac) ÿ H2O(l) 2CH3OH(l) + 3O2(g) ÿ 2CO2(g) + 4H2O(l) ÿH° rxn = ÿ1452,8 kJ/mol el calor de neutralización es ÿ56,2 kJ/mol. ¿Cuál es la temperatura final de la solución mixta? 6.78 Una muestra de 3.53 g de nitrato de amonio (NH4NO3) se agregó a 80.0 mL de agua en un calorímetro de presión constante de capacidad calorífica despreciable. Como resultado, la temperatura del agua disminuyó de 21,6°C a 18,1°C. Calcule el calor de solución (ÿHsoln) del nitrato de amonio. 6.88 Una muestra de 44,0 g de un metal desconocido a 99,0 °C se colocó en un calorímetro de presión constante que contenía 80,0 g de agua a 24,0 °C. Se encontró que la temperatura final del sistema era de 28,4°C. Calcular el calor específico del metal. (La capacidad calorífica del calorímetro es de 12,4 J/ °C.) 6.89 Usando los datos del Apéndice 2, calcule el cambio de entalpía para la reacción gaseosa que se muestra aquí. (Insinuación: 6.79 Considere la reacción Primero determine el reactivo limitante.) N2(g) + 3H2(g) ÿ 2NH3(g) ÿH° rxn = ÿ92,6 kJ/mol Si 2,0 moles de N2 reaccionan con 6,0 moles de H2 para formar NH3, calcule el trabajo realizado (en julios) frente a una presión de 1,0 atm a 25 °C. ¿Cuál es ÿU para esta reacción? Suponga que la reacción se completa. 6.80 Calcule el calor liberado cuando 2,00 L de Cl2(g) con una densidad de 1,88 g/L reaccionan con un exceso de sodio metálico a 25 °C y 1 atm para formar cloruro de sodio. 6.81 La fotosíntesis produce glucosa, C6H12O6 y oxígeno a partir de dióxido de carbono y agua: 6CO2 + 6H2O ÿ C6H12O6 + 6O2 QUÉ NO CO2 N2 Machine Translated by Google Preguntas y problemas 6.90 El gas pobre (monóxido de carbono) se prepara pasando aire sobre coque al rojo vivo: 267 6.98 ¿Para cuál de las siguientes reacciones ÿH°rxn = ÿH°? (a) H2(g) + S(rómbica) ÿ H2S(g) F 1 C(s) + 2O2(g) ÿ CO(g) (b) C(diamante) + O2(g) ÿ CO2(g) El gas de agua (mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno) (c) H2 (g) + CuO (s) ÿ H2O (l) + Cu (s) se prepara pasando vapor sobre coque al rojo vivo: C(s) + H2O(g) ÿ CO(g) + H2(g) (d) O (g) + O2 (g) ÿ O3 (g) 6.99 Calcule el trabajo realizado (en julios) cuando 1,0 mol de agua se congela a 0 °C y 1,0 atm. Los volúmenes de 1 mol de agua y hielo a 0°C son 0.0180 L y 0.0196 L, respectivamente. Durante muchos años, tanto el gas pobre como el gas de agua se utilizaron como combustibles en la industria y para la cocina doméstica. La preparación a gran escala de estos 6.100 Una cantidad de 0.020 mol de un gas inicialmente a 0.050 L y gases se realizaba alternativamente, es decir, primero gas 20°C sufre una expansión a temperatura constante hasta que su volumen es de 0.50 L. Calcule el trabajo realizado (en pobre, luego gas de agua, y así sucesivamente. Usando el razonamiento termoquímico, explique por qué se eligió este procedimiento. 6.91 Compare el calor producido por la combustión completa de 1 mol de metano (CH4) con un mol de gas de agua (0,50 moles de joules) por el gas si se expande (a) contra un vacío y (b) contra una presión constante de 0.20 atm. (c) Si se permite que el gas en (b) se expanda sin control hasta que su presión H2 y 0,50 moles de CO) en las mismas condiciones. Con base sea igual a la presión externa, ¿cuál sería su volumen final en su respuesta, ¿preferiría metano sobre gas de agua como antes de que dejara de expandirse y cuál sería el trabajo combustible? ¿Puede sugerir otras dos razones por las que el metano es preferible al gas de agua como combustible? 6.92 La llamada economía del hidrógeno se basa en el hidrógeno producido a partir del agua utilizando energía solar. El gas realizado? 6.101 Calcule la entalpía estándar de formación para di amond, dado que C(grafito) + O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° = ÿ393,5 kJ/mol puede quemarse como combustible: 2H2 (g) + O2 (g) ÿ 2H2O (l) C(diamante) + O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° = ÿ395,4 kJ/mol Una de las principales ventajas del hidrógeno como combustible es que no contamina. Una gran desventaja es que es un gas y, por lo tanto, es más difícil de almacenar que los líquidos o los sólidos. Calcule el volumen de hidrógeno 6.102 (a) Para un uso más eficiente, los compartimientos del congelador del refrigerador deben llenarse completamente con alimentos. ¿Cuál es la base termoquímica para esta recomendación? (b) gaseoso a 25 °C y 1,00 atm necesario para producir una A partir de la misma temperatura, el té y el café permanecen cantidad de energía equivalente a la producida por la calientes durante más tiempo en un termo que la sopa de combustión de un galón de octano (C8H18). La densidad de octano es 2,66 kg/gal y su entalpía estándar de formación es ÿ249,9 kJ/mol. 6.93 El etanol (C2H5OH) y la gasolina (que se supone que tiene todos fideos con pollo. Explique. 6.103 Calcule el cambio de entalpía estándar para el fer proceso de mentación. (Véase el Problema 3.72.) 6.104 Los paquetes calientes portátiles están disponibles para los octanos, C8H18) se usan como combustible para esquiadores y personas que realizan otras actividades al aire automóviles. Si la gasolina se vende a $4.50/gal, ¿cuál tendría libre en un clima frío. El paquete de papel permeable al aire que ser el precio del etanol para proporcionar la misma contiene una mezcla de hierro en polvo, cloruro de sodio y cantidad de calor por dólar? La densidad y ÿH° del octano son otros componentes, todo humedecido con un poco de agua. 0.7025 g/mL y ÿ249.9 kJ/mol y del etanol son 0.7894 g/mL y F La reacción exotérmica que produce el calor es muy común: ÿ277.0 kJ/mol, respectivamente. 1 galón = 3.785 L. la oxidación del hierro: 6.94 ¿Qué volumen de etano (C2H6), medido a 23,0 °C y 752 mmHg, se necesitaría para calentar 855 g de agua de 25,0 °C a 98,0 °C? 4Fe(s) + 3O2(g) ÿ 2Fe2O3(s) Cuando se retira el sobre de plástico exterior, el O2 las moléculas penetran en el papel, provocando que comience 6.95 Si se conserva la energía, ¿cómo puede haber una crisis energética? la reacción. Un paquete típico contiene 250 g de hierro para 6.96 El calor de vaporización de un líquido (ÿHvap) es la energía requerida para vaporizar 1,00 g del líquido en su punto de calor (en kJ) produce esta reacción? calentar las manos o los pies hasta por 4 horas. ¿Cuánto (Sugerencia: Consulte el Apéndice 2 para conocer los valores de ÿH° ). f ebullición. En un experimento, se vierten 60,0 g de nitrógeno 6.105 Una persona comió 0.50 libras de queso (una ingesta de energía líquido (punto de ebullición -196 °C) en un vaso de espuma de 4000 kJ). Supongamos que nada de la energía se de poliestireno que contiene 2,00 × 102 g de agua a 55,3 °C. almacenó en su cuerpo. ¿Qué masa (en gramos) de agua Calcule el calor molar de vaporización del nitrógeno líquido necesitaría transpirar para mantener su temperatura original? si la temperatura final del agua es de 41,0 °C. (Se necesitan 44,0 kJ para vaporizar 1 mol de agua). 6.97 Explique el efecto refrescante que se experimenta cuando se frota etanol en la piel, dado que 6.106 Se estima el volumen total del Océano Pacífico Una bomba ser 7,2 × 108 km3 C2H5OH(l) ÿ C2H5OH(g) ÿH° = 42,2 kJ/mol . atómica de tamaño mediano produce 1,0 × 1015 J de energía tras la explosión. Machine Translated by Google 268 Capítulo 6 ÿ Termoquímica Calcula el número de bombas atómicas necesarias para liberar suficiente energía para elevar la temperatura del agua en el Océano Pacífico en 1°C. 6.107 Se deja sublimar (evaporar) una cantidad de 19,2 g de hielo seco (dióxido de carbono sólido) en un aparato como el que se muestra en la figura 6.5. Calcule el trabajo de expansión realizado frente a una presión externa constante de 0,995 atm y a una temperatura constante de 22 °C. Suponga que el volumen inicial de hielo seco es despreciable y que el CO2 se comporta como un gas ideal. 6.108 La entalpía de combustión del ácido benzoico (C6H5COOH) se usa comúnmente como estándar para calibrar bombas calorimétricas de volumen constante; se ha determinado con precisión que su valor es ÿ3226,7 kJ/mol. Cuando se queman 1,9862 g de ácido benzoico en un calorímetro, la temperatura 6.114 Calcule el ÿH° para la reacción Fe3+(ac) + 3OHÿ(ac) ÿ Fe(OH)3(s) 6.115 Se agrega un exceso de zinc metálico a 50.0 mL de una Solución de AgNO3 0,100 M en un calorímetro de presión constante como el que se muestra en la figura 6.9. Como resultado de la reacción aumenta de 21,84 °C a 25,67 °C. ¿Cuál es la capacidad calorífica de la bomba? (Suponga que la cantidad de agua Zn(s) + 2Ag+(ac) ÿ Zn2+(ac) + 2Ag(s) que rodea la bomba es exactamente 2000 g.) la temperatura sube de 19,25°C a 22,17°C. Si la capacidad 6.109 La combustión de una mezcla gaseosa de 25,0 g de H2 y CH4 libera 2354 kJ de calor. Calcular las cantidades de los gases en gramos. 6.110 El óxido de calcio (CaO) se utiliza para eliminar el dióxido de azufre generado por las centrales eléctricas que queman carbón: 2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g) ÿ 2CaSO4(s) calorífica del calorímetro es de 98,6 J/°C, calcule el cambio de entalpía para la reacción anterior sobre una base molar. Suponga que la densidad y el calor específico de la solución son los mismos que los del agua e ignore los calores específicos de los metales. 6.116 (a) Una persona bebe cuatro vasos de agua fría (3.0 °C) todos los días. El volumen de cada vaso es de 2,5 × 102 mL. ¿Cuánto calor (en kJ) tiene que suministrar el cuerpo para Calcule el cambio de entalpía para este proceso si este elevar la temperatura del agua a 37°C, la temperatura del proceso elimina 6,6 × 105 g de SO2 todos los días. cuerpo? (b) ¿Cuánto calor perdería su cuerpo si ingiera 8,0 × 102 g de nieve a 0°C para saciar la sed? (La cantidad de 6.111 La sal de Glauber, sulfato de sodio decahidratado (Na2SO4 · calor necesaria para derretir la nieve es de 6,01 kJ/mol.) 10H2O), sufre una transición de fase (es decir, fusión o congelación) a una temperatura conveniente de alrededor de 32 °C: 6.117 El manual de un conductor establece que la distancia de frenado se cuadruplica cuando la velocidad se duplica; es decir, si se necesitan 30 pies para detener un automóvil que se mueve a 25 Na2SO4 · 10H2O(s) ÿ Na2SO4 · 10H2O(l) ÿH° = 74,4 kJ/mol mph, se necesitarían 120 pies para detener un automóvil que se mueve a 50 mph. Justifique esta afirmación utilizando la Por ello, este compuesto se utiliza para regular la temperatura mecánica y la primera ley de la termodinámica. [Suponga que en los hogares. Se coloca en bolsas de plástico en el techo cuando un automóvil se detiene, su energía cinética ( engañoso 2mu2 ) es totalmente de una habitación. Durante el día, el proceso de fusión endotérmica absorbe el calor del entorno y enfría la habitación. Por la noche, desprende calor al congelarse. Calcule la masa de sal de Glauber en kilogramos necesaria 1 vertida al calor.] 6.118 A 25 °C, la entalpía estándar de formación de HF(ac) está dada por ÿ320,1 kJ/mol; de OHÿ (aq), es ÿ229,6 kJ/mol; de Fÿ(aq), es ÿ329,1 kJ/mol; y de H2O(l), es ÿ285,8 kJ/mol. para bajar la temperatura del aire en una habitación en 8,2°C a 1,0 atm. Las dimensiones de la habitación son 2,80 m × 10,6 m × (a) Calcule la entalpía estándar de neutralización de HF(aq): 17,2 m, el calor específico del aire es 1,2 J/g · °C y la masa molar del aire puede tomarse como 29,0 g/mol. HF(ac) + OHÿ(ac) ÿ Fÿ (ac) + H2O(l) (b) Usando el valor de ÿ56.2 kJ como el cambio de entalpía 6.112 Un globo de 16 m de diámetro se infla con helio a 18 °C. (a) estándar para la reacción Calcule la masa de He en el globo, suponiendo un comportamiento ideal. (b) Calcule el trabajo realizado (en julios) durante el proceso de inflación si la presión atmosférica H+(ac) + OHÿ(ac) ÿ H2O(l) calcular el cambio de entalpía estándar para la reacción es de 98,7 kPa. 6.113 El acetileno (C2H2) se puede hidrogenar (reaccionando con hidrógeno) primero a etileno (C2H4) y luego a etano (C2H6). Comenzando con 1 mol de C2H2, etiquete el diagrama que HF(ac) ÿ H+(ac) + Fÿ(ac) 6.119 ¿Por qué el aire frío y húmedo y el aire caliente y húmedo son se muestra aquí de forma análoga a la Figura 6.10. más incómodos que el aire seco a las mismas temperaturas? Utilice los datos del Apéndice 2. (Los calores específicos del vapor de agua y del aire son Machine Translated by Google Preguntas y problemas aproximadamente 1,9 J/g · °C y 1,0 J/g · °C, respectivamente.) 269 la vela se volvió a encender. Explique cómo el anfitrión pudo realizar la tarea sin tocar la mecha. 6.120 A partir de la entalpía de formación del CO2 y la siguiente información, calcule la entalpía estándar de formación del monóxido de carbono (CO). CO2 (g) + 1 2O2(g) ÿ CO2(g) ÿH° = ÿ283,0 kJ/mol ¿Por qué no podemos obtenerlo directamente midiendo la entalpía de la siguiente reacción? C(grafito) + 1 2O2(g) ÿ CO(g) 6.121 Una persona de 46 kg bebe 500 g de leche, que tiene un valor “calórico” de aproximadamente 3,0 kJ/g. Si solo el 17 por ciento de la energía de la leche se convierte en trabajo © Sofía Fernández mecánico, ¿qué altura (en metros) puede escalar la persona con base en esta ingesta de energía? [Sugerencia: el trabajo realizado al ascender está dado por mgh, donde m es la masa 6.128 ¿Cuánto calor se requiere para descomponer 89,7 g de NH4Cl? (Sugerencia: puede usar la entalpía de los valores de formación (en kilogramos), g la aceleración gravitatoria (9,8 m/s2 ) y h la a 25 °C para el cálculo). altura (en metros).] 6.122 La altura de las Cataratas del Niágara en el lado americano es de 6.129 Una compañía de gas en Massachusetts cobra $1.30 por 15 pies3 de gas natural (CH4) medido a 20°C y 1.0 atm. Calcula el 51 m. (a) Calcule la energía potencial de 1,0 g de agua en la costo de calentar 200 mL de agua (suficiente para preparar parte superior de las cataratas en relación con el nivel del una taza de café o té) de 20°C a 100°C. Suponga que solo el suelo. (b) ¿Cuál es la velocidad del agua que cae si toda la 50 por ciento del calor generado por la combustión se usa para energía potencial se convierte en energía cinética? (c) ¿Cuál calentar el agua; el resto del calor se pierde en el entorno. sería el aumento de temperatura del agua si toda la energía cinética se convirtiera en calor? (Consulte el Problema 6.121 para obtener sugerencias). 6.130 Calcule la energía interna de un dirigible Goodyear lleno de gas helio a 1,2 × 105 Pa. El volumen del dirigible es 5,5 × 103 m3 . Si se usara toda la energía para 6.123 En el siglo XIX, dos científicos llamados Dulong y Petit notaron que para un elemento sólido, el producto de su masa molar y calentar 10.0 toneladas de cobre a 21°C, calcule la temperatura su calor específico es de aproximadamente 25 J/°C. Esta final del metal. (Sugerencia: Consulte la Sección 5.7 para observación, ahora llamada ley de Dulong y Petit, se usó para obtener ayuda para calcular la energía interna de un gas. 1 estimar el calor específico de los metales. Verifique la ley para tonelada = 9,072 × 105 g). los metales enumerados en la tabla 6.2. La ley no se aplica a uno de los metales. ¿Cuál es? ¿Por qué? 6.131 Las reacciones de descomposición suelen ser endotérmicas, mientras que las reacciones de combinación suelen ser exotérmicas. Dé una explicación cualitativa de estas tendencias. 6.124 Determine la entalpía estándar de formación de etanol (C2H5OH) a partir de su entalpía estándar de combustión (ÿ1367,4 kJ/ 6.132 El acetileno (C2H2) se puede obtener haciendo reaccionar carburo de calcio (CaC2) con agua. (a) Escriba una ecuación para la mol). reacción. (b) ¿Cuál es la cantidad máxima de calor (en julios) 6.125 El acetileno (C2H2) y el benceno (C6H6) tienen la misma fórmula que se puede obtener de la combustión de acetileno, empírica. De hecho, el benceno se puede hacer a partir de comenzando con 74,6 g de CaC2?ÿ acetileno de la siguiente manera: 3C2H2(g) ÿ C6H6(l) 6.133 La temperatura promedio en los desiertos es alta durante el día pero bastante fresca por la noche, mientras que en las regiones a lo largo de la costa es más moderada. Explique. Las entalpías de combustión para C2H2 y C6H6 son ÿ1299,4 kJ/mol y ÿ3267,4 kJ/mol, respectivamente. Calcule las entalpías estándar de formación de C2H2 y C6H6 y, por lo tanto, el cambio de entalpía para la formación de 6.134 Cuando se queman 1,034 g de naftaleno (C10H8) en una bomba calorimétrica de volumen constante a 298 K, se desprenden 41,56 kJ de calor. Calcular ÿU y ÿH para la reacción en base molar. C6H6 a partir de C2H2. 6.126 Se coloca hielo a 0 °C en un vaso de espuma de poliestireno que 6.135 Desde un punto de vista termoquímico, explique por qué no se contiene 361 g de un refresco a 23 °C. El calor específico de la bebida es aproximadamente el mismo que el del agua. Queda algo de hielo después de que el hielo y el refresco debe usar un extintor de dióxido de carbono o agua en un incendio de magnesio. 6.136 Calcule el ÿU para la siguiente reacción a 298 K: alcanzan una temperatura de equilibrio de 0°C. Determine la masa de hielo que se ha derretido. Ignora la capacidad calorífica de la taza. 2H2 (g) + O2 (g) ÿ 2H2O (l) (Pista: se necesitan 334 J para derretir 1 g de hielo a 0 °C). 6.137 Cal es un término que incluye el óxido de calcio (CaO, también 6.127 Después de una cena, el anfitrión realizó el siguiente truco. llamado cal viva) y el hidróxido de calcio [Ca(OH)2, también Primero, apagó una de las velas encendidas. Luego llevó llamado cal apagada]. Se utiliza en la industria del acero para rápidamente una cerilla encendida a aproximadamente 1 eliminar impurezas ácidas, en el control de la contaminación pulgada por encima de la mecha. Para sorpresa de todos, del aire para eliminar óxidos ácidos como Machine Translated by Google 270 Capítulo 6 ÿ Termoquímica SO2, y en el tratamiento de aguas. La cal viva se fabrica industrialmente calentando piedra caliza (CaCO3) por encima de 2000°C: cambiado a pesar de que no se le agrega o quita calor. 6.143 A partir de los siguientes datos, calcule el calor de solución de KI: CaCO3(s) ÿ CaO(s) + CO2(g) ÿH° = 177,8 kJ/mol La cal apagada se produce tratando la cal viva con agua: NaCl NaI KCl KI 788 686 699 632 Energía de red (kJ/mol) calor de disolucion CaO(s) + H2O(l) ÿ Ca(OH)2(s) ÿH° = ÿ65,2 kJ/mol La reacción exotérmica de la cal viva con el agua y los calores específicos bastante pequeños tanto de la cal viva (0,946 J/g · °C) como de la cal apagada (1,20 J/g · °C) hacen que sea peligroso almacenar y transportar cal en recipientes de 4.0 17.2 ÿ5,1 ? (kJ/mol) 6.144 Comenzando en A, un gas ideal experimenta un proceso cíclico que involucra expansión y compresión, como se muestra aquí. Calcular el trabajo total realizado. Lo hace ¿Apoya su resultado la noción de que el trabajo no es una función estatal? madera . Los veleros de madera que transportaban cal ocasionalmente se incendiaban cuando el agua se filtraba en la bodega. (a) Si una muestra de agua de 500 g reacciona con una cantidad equimolar de CaO (ambos a una temperatura 2 inicial de 25 °C), ¿cuál es la temperatura final del producto, B C A D Ca(OH)2? Suponga que el producto absorbe todo el calor liberado en la reacción. (b) Dado que las entalpías estándar de formación de CaO y H2O son ÿ635,6 kJ/mol y ÿ285,8 kJ/ mol, respectivamente, calcule la entalpía estándar de 1 formación de Ca(OH)2. 1 6.138 Una muestra impura de glucosa (C6H12O6) de 4.117 g se quemó en un calorímetro de volumen constante con una capacidad calorífica de 19.65 kJ/°C. Si el aumento de 2 V (L) 6.145 Para reacciones en fases condensadas (líquidas y sólidas), la temperatura es de 3,134 °C, calcule el porcentaje en masa diferencia entre ÿH y ÿU suele ser bastante pequeña. Esta de glucosa en la muestra. Suponga que las impurezas no se afirmación es válida para las reacciones que se llevan a cabo ven afectadas por el proceso de combustión. Consulte el en condiciones atmosféricas. Sin embargo, para ciertos Apéndice 2 para conocer los datos termodinámicos. procesos geoquímicos, la presión externa puede ser tan 6.139 Construya una tabla con los encabezados q, w, ÿU y ÿH. Para grande que ÿH y ÿU pueden diferir en una cantidad cada uno de los siguientes procesos, deduzca si cada una de significativa. Un ejemplo bien conocido es la lenta conversión las cantidades enumeradas es positiva (+), negativa (-) o cero de grafito en diamante bajo la superficie de la Tierra. Calcula (ÿH ÿ ÿU) para la conversión de 1 mol de grafito en 1 mol de (0). (a) Congelación de benceno. (b) Compresión de un gas ideal a temperatura constante. (c) Reacción de sodio con diamante a una presión de 50 000 atm. Las densidades del agua. (d) Amoníaco líquido en ebullición. (e) Calentar un gas grafito y el diamante son 2,25 g/cm3 y 3,52 g/cm3 , a volumen constante. (f) Derretimiento del hielo. respectivamente. 6.146 Los diagramas (a)–(d) representan varios procesos físicos y 6.140 La combustión de 0,4196 g de un hidrocarburo libera 17,55 kJ de calor. Las masas de los productos son CO2 = 1,419 g y químicos: (a) 2A(g) ÿ A2(g); (b) MX(s) ÿ M+(aq) + Xÿ (aq); (c) AB(g) + C(g) ÿ AC(g) + B(g); (d) B(l) ÿ B(g). Prediga si las H2O = 0,290 g. (a) ¿Cuál es la fórmula empírica del situaciones mostradas son endotérmicas o exotérmicas. compuesto? (b) Si la masa molar aproximada del compuesto Explique por qué en algunos casos no se pueden sacar es de 76 g, calcule su entalpía estándar de formación. conclusiones claras. 6.141 La actividad metabólica del cuerpo humano libera aproximadamente 1,0 × 104 kJ de calor por día. Suponiendo que el cuerpo tiene 50 kg de agua, ¿cuánto aumentaría la temperatura del cuerpo si fuera un sistema aislado? ¿Cuánta agua debe eliminar el cuerpo en forma de transpiración para mantener la temperatura corporal normal (98.6°F)? Comenta (a) (B) (C) (D) tus resultados. El calor de vaporización del agua puede tomarse como 2,41 kJ/g. 6.142 Proporcione un ejemplo para cada una de las siguientes situaciones: (a) agregar calor a un sistema aumenta su temperatura, (b) agregar calor a un sistema no cambia (aumenta) su temperatura, y (c) la temperatura de un sistema es Machine Translated by Google Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 271 de capacidad calorífica despreciable. Si la temperatura final de 6.147 Una muestra de 20,3 g de un metal desconocido y una muestra de los metales y el agua es de 13,7 °C, determine el calor específico del metal desconocido. 28,5 g de cobre, ambas a 80,6 °C, se agregan a 100 g de agua a 11,2 °C en un calorímetro de presión constante. Interpretación, modelado y estimación 6.148 Para la mayoría de los procesos biológicos, ÿH ÿ ÿU. Explique. ¿Se necesitaría guardar el gas hidrógeno para que el tanque 6.149 Estime la energía potencial que gasta un hombre adulto promedio al contuviera una cantidad equivalente de energía química como un tanque de gasolina? ir desde la planta baja hasta el último piso del Empire State Building usando las escaleras. 6.155 Un comunicado de prensa en el que se anunciaba al público un nuevo automóvil con celdas de combustible decía que el hidrógeno es 6.150 El servicio más rápido en tenis es de aproximadamente 150 mph. “relativamente barato” y que “algunas estaciones en California ¿Puede la energía cinética de una pelota de tenis que viaja a esta venden hidrógeno a $5 el kilogramo. Un kg tiene la misma energía velocidad ser suficiente para calentar 1 ml de agua en 30 °C? que un galón de gasolina, así que es como pagar $5 por galón. 6.151 ¿Puede la producción total de energía del sol en 1 segundo ser suficiente para calentar toda el agua del océano en la Tierra hasta Pero vas dos o tres veces más lejos con el hidrógeno”. Analice esta afirmación. su punto de ebullición? 6.152 Se ha estimado que cada año se liberan a la atmósfera 3 billones de 6.156 Escuchamos mucho acerca de cómo la quema de hidrocarburos produce el gas de efecto invernadero CO2, pero ¿qué pasa con pies cúbicos estándar de metano. Capturar ese metano el efecto del aumento del consumo de energía sobre la cantidad proporcionaría una fuente de energía y también eliminaría un de oxígeno en la atmósfera necesaria para sustentar la vida? La potente gas de efecto invernadero de la atmósfera (el metano es figura muestra el consumo de energía mundial pasado y 25 veces más efectivo para atrapar calor que un número igual de proyectado. (a) ¿Cuántos moles de oxígeno se requerirían para moléculas de dióxido de carbono). Los pies cúbicos estándar se generar el gasto de energía adicional para la próxima década? miden a 60 °F y 1 atm. Determine la cantidad de energía que se podría obtener por la combustión del metano que se escapa cada (b) ¿Cuál sería la disminución resultante en el oxígeno atmosférico? año. 6.153 Las plantas de biomasa generan electricidad a partir de materiales 800 de desecho como astillas de madera. Algunas de estas plantas (1015 kJ) convierten la materia prima en etanol (C2H5OH) para su uso 700 posterior como combustible. (a) ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 1,0 tonelada de astillas de madera, si 600 Consumo mundial de energía el 85 por ciento del carbono se convierte en C2H5OH? (b) ¿Cuánta energía se liberaría al quemar el etanol obtenido de 1,0 500 tonelada de astillas de madera? (Insinuación: Trate las astillas de madera como celulosa.) 400 6.154 Suponga que un automóvil lleva gas hidrógeno en su tanque de 2005 2010 2015 2020 2025 2030 Año combustible en lugar de gasolina. a que presion Respuestas a los ejercicios de práctica 6.1 (a) 0, (b) ÿ286 J. 6.2 ÿ63 J. 6.3 ÿ6.47 × 103 kJ. 6,4 ÿ111,7 kJ/mol. 6,5 ÿ34,3 kJ. 6,6 28728 kJ/mol. 6,7 21,19 °C. 6,8 22,49 °C. 6,9 87,3 kJ/mol. 6,10 ÿ41,83 kJ/g. Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 6.2.1 (a) Sistema aislado; (b) sistema abierto; c) sistema cerrado. calor especifico. 6.5.2 3720 kJ/mol. 6.5.3 0,44 J/g • °C. 6.2.2 (a) Endotérmico; (b) exotérmica; (c) endotérmico. 6.3.1 Gas 6.6.1 Hg(s). 6.6.2 El signo negativo antes de ÿH° para los reactivos F en el recipiente de volumen fijo: q > 0, w = 0; gas en el cilindro con un significa que los reactivos con valores positivos de ÿH° probablemente F pistón móvil: q > 0, w < 0. 6.3.2 2.9 × 102 J. 6.3.3 –21 J. 6.4.1 (b). 6.4.2 2,68 darán como resultado una ÿH°rxn negativa (reacción exotérmica). × 103 kJ. 6.4.3 23,0 kJ/mol. 6.5.1 Al porque tiene un mayor Mira la Ecuación (6.18) del texto. 6,6,3 –269,3 kJ/mol. 6,6,4 –769,8 kJ/ mol. 6.7.1 34,9 kJ/mol. Machine Translated by Google EL MISTERIO QUÍMICO ©McGraw-Hill Educación El neumático que explota† SeTom's suponía que era unLee, trabajo deelrutina: Arreglar la rueda del automientras de Harvey Smith.a El propietario de Garage, Tom le dio neumático a Jerry parapinchada que lo reparara, él salía echar gasolina. Unos minutos más tarde, Tom escuchó un fuerte golpe. Se apresuró a entrar para encontrar el neumático hecho pedazos, una pared derrumbada, el equipo dañado y Jerry tirado en el suelo, inconsciente y sangrando. Por suerte la lesión de Jerry no fue grave. Mientras yacía en el hospital recuperándose, se reveló el misterio de la explosión del neumático. El neumático se había desinflado cuando Harvey pasó por encima de un clavo. Al ser un conductor cauteloso, Harvey llevaba una lata de reparación instantánea de llantas en el automóvil, por lo que pudo volver a inflar la llanta y conducir de manera segura a casa. La lata de reparación de neumáticos que usó Harvey contenía látex (caucho natural) disuelto en un propulsor líquido, que es una mezcla de propano (C3H8) y butano (C4H10). El propano y el butano son gases en condiciones atmosféricas pero existen como líquidos bajo compresión en la lata. Cuando se presiona la válvula en la parte superior de la lata, se abre, liberando la presión del interior. La mezcla hierve y forma una espuma de látex que es impulsada por los gases hacia el interior del neumático para sellar el pinchazo mientras el gas vuelve a inflar el neumático. La presión en un neumático pinchado es de aproximadamente 1 atmósfera, o aproximadamente 15 libras por pulgada cuadrada (psi). Usando la reparación de llantas en aerosol, Harvey volvió a inflar su llanta dañada a una presión de 35 psi. Esto se denomina presión manométrica, que es la presión del neumático por encima de la presión atmosférica. Por lo tanto, la presión total en la llanta era en realidad (15 + 35) psi o 50 psi. Un problema con el uso de gases naturales como propano y butano como propulsores es que son altamente inflamables. De hecho, estos gases pueden reaccionar explosivamente cuando se mezclan con aire en una concentración de 2 a 9 por ciento por volumen. Jerry estaba al tanto de los peligros de reparar la llanta de Harvey y tomó precauciones para evitar un accidente. Primero dejó escapar el exceso de gasolina en el neumático. A continuación, volvió a inflar el neumático a 35 psi con aire. Y repitió el procedimiento una vez. Claramente, este es un proceso de dilución destinado a disminuir gradualmente las concentraciones de propano y butano. El hecho de que el neumático explotó significa que Jerry no había diluido lo suficiente los gases. Pero, ¿cuál fue la fuente de ignición? Cuando Jerry encontró el orificio del clavo en la llanta, usó un escariador para llantas, un instrumento similar a una lima de metal, para limpiar la suciedad y la goma suelta del orificio antes de aplicar un tapón de goma y sellador líquido. Lo último que Jerry recordaba era sacar el escariador del agujero. Lo siguiente que supo fue que estaba acostado en el hospital, con todo el dolor. Para resolver este misterio, haz uso de las siguientes pistas. † Adaptado de “The Exploding Tire”, de Jay A. Young, CHEM MATTERS, abril de 1988, pág. 12. Copyright 1995 Sociedad Química Estadounidense. 272 Machine Translated by Google pistas químicas 1. Escriba ecuaciones balanceadas para la combustión de propano y butano. Los productos son coche. dióxido de carbono y agua. 2. Cuando Harvey infló su llanta ponchada a 35 psi, la composición por volumen de los gases propano y butano está dada por (35 psi/50 psi) × 100%, o 70 por ciento. Cuando Jerry desinfló el neumático por primera vez, la presión cayó a 15 psi pero la composición se mantuvo al 70 por ciento. Con base en estos hechos, calcule la composición porcentual de propano y butano al final de dos pasos de desinflado-inflado. ¿Cae dentro del rango explosivo? 3. Dado que la llanta desinflada de Harvey es una llanta con cinturón de acero, explique cómo se pudo haber desencadenado la ignición de la mezcla de gases. (Una llanta con cinturones de acero tiene dos cinturones de alambre de acero para el refuerzo exterior y dos cinturones de cuerda de poliéster para el refuerzo interior). Reparación instantánea de pinchazos. ©Educación McGraw-Hill/Ken Karp Elementos de diseño: Student Hot Spot (puntero con ícono web): ©LovArt/Shutterstock.com 273 Machine Translated by Google CAPÍTULO 7 Teoría Cuántica y Electrónica Estructura de los átomos Representación de las interacciones electrónicas alrededor de varios núcleos. Las nubes amarillas y naranjas indican las regiones donde es más probable que se encuentren los electrones según los principios de la mecánica cuántica. ©Laboratorio Nacional Lawrence Berkeley/SPL/Ciencia Fuente BOSQUEJO DEL CAPÍTULO 7.1 De la Física Clásica a Teoría cuántica 7.2 El efecto fotoeléctrico 7.3 La teoría de Bohr de la 7.4 La naturaleza dual de la Átomo de hidrógeno Electrón 7.5 Mecánica cuántica 7.6 Números cuánticos 7.7 Orbitales atómicos 7.8 Configuración electronica 7.9 El principio de edificación Machine Translated by Google 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica UNA MIRADA HACIA ADELANTE ÿ Comenzamos discutiendo la transición de la física clásica a la teoría cuántica. En particular, nos familiarizamos con las propiedades de las ondas y la radiación electromagnética y la formulación de la teoría cuántica de Planck. (7.1) ÿ La explicación de Einstein del efecto fotoeléctrico es otro paso hacia el desarrollo de la teoría cuántica. Para explicar las observaciones experimentales, Einstein sugirió que la luz se comporta como un conjunto de partículas llamadas fotones. (7.2) ÿ Luego estudiamos la teoría de Bohr para el espectro de emisión del átomo de hidrógeno. En particular, Bohr postuló que las energías de un electrón en el átomo están cuantificadas y las transiciones de niveles más altos a los más bajos explican las líneas de emisión. (7.3) ÿ Algunos de los misterios de la teoría de Bohr son explicados por de Broglie quien sugirió que los electrones pueden comportarse como ondas. (7.4) ÿ Vemos que las primeras ideas de la teoría cuántica llevaron a una nueva era en la física llamada mecánica cuántica. El principio de incertidumbre de Heisenberg establece los límites para la medición de los sistemas mecánicos cuánticos. La ecuación de onda de Schrödinger describe el comportamiento de los electrones en átomos y moléculas. (7.5) ÿ Aprendemos que hay cuatro números cuánticos para describir un electrón en un átomo y las características de los orbitales en los que residen los electrones. (7.6 y 7.7) ÿ La configuración electrónica nos permite realizar un seguimiento de la distribución de electrones en un átomo y comprender sus propiedades magnéticas. (7.8) ÿ Finalmente, aplicamos las reglas para escribir configuraciones electrónicas a toda la tabla periódica. En particular, agrupamos los elementos según sus configuraciones electrónicas de valencia. (7.9) química. En nos cierto sentido, estudiar átomos equivale a hacer lasque siguientes preguntas: La teoría cuántica permite predecir y comprender el papel crítico juegan los electrones en 1. ¿Cuántos electrones hay en un átomo en particular? 2. ¿Qué energías poseen los electrones individuales? 3. ¿En qué parte del átomo se pueden encontrar los electrones? Las respuestas a estas preguntas tienen una relación directa con el comportamiento de todas las sustancias en las reacciones químicas, y la historia de la búsqueda de respuestas proporciona un telón de fondo fascinante para nuestra discusión. 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica Los primeros intentos de los físicos del siglo XIX por comprender los átomos y las moléculas tuvieron un éxito limitado. Al suponer que las moléculas se comportan como pelotas que rebotan, los físicos pudieron predecir y explicar algunos fenómenos macroscópicos, como la presión que ejerce un gas. Sin embargo, este modelo no tuvo en cuenta la estabilidad de las moléculas; es decir, no podía explicar las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Tomó mucho tiempo darse cuenta, e incluso más tiempo aceptar, que las propiedades de los átomos y las moléculas no se rigen por las mismas leyes físicas que los objetos más grandes. La nueva era de la física comenzó en 1900 con un joven físico alemán llamado Max Planck.† Mientras analizaba los datos sobre la radiación emitida por los sólidos calentados a varias temperaturas, Planck descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía solo en ciertas cantidades discretas, o cuantos . . Los físicos siempre supusieron que la energía es continua y que cualquier cantidad de energía podría liberarse en un proceso de radiación. cuanto de planck † Max Karl Ernst Ludwig Planck (1858-1947). físico alemán. Planck recibió el Premio Nobel de Física en 1918 por su teoría cuántica. También hizo contribuciones significativas en termodinámica y otras áreas de la física. 275 Machine Translated by Google 276 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos la teoría puso la física patas arriba. De hecho, la ráfaga de investigación que siguió alteró para siempre nuestro concepto de la naturaleza. Propiedades de las ondas Para comprender la teoría cuántica de Planck, primero debemos saber algo sobre la naturaleza de las ondas. Se puede pensar en una onda como una perturbación vibratoria mediante la cual se transmite Figura 7.1 Ondas de agua del océano. energía. Las propiedades fundamentales de una onda se ilustran con un tipo familiar: ondas de agua (Figura 7.1). La variación regular de los picos y valles nos permite sentir la propagación ©Huw Jones/Getty Images de las ondas. Las olas se caracterizan por su longitud y altura y por el número de olas que pasan por un punto determinado en un segundo (Figura 7.2). La longitud de onda ÿ (lambda) es la distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas. La frecuencia ÿ (nu) es el número de ondas que pasan por un punto particular en un segundo. La amplitud es la distancia vertical desde la línea media de una onda hasta el pico o el valle. Otra propiedad importante de las ondas es su velocidad, que depende del tipo de onda y la naturaleza del medio a través del cual viaja la onda (por ejemplo, aire, agua o vacío). La velocidad (u) de una onda es el producto de su longitud de onda y su frecuencia; es decir: tu = ÿv (7.1) La "sensibilidad" inherente de la Ecuación (7.1) se hace evidente si analizamos las dimensiones físicas involucradas en los tres términos. La longitud de onda (ÿ) expresa la longitud de una onda, o distancia/ onda. La frecuencia (ÿ) indica el número de estas ondas que pasan por cualquier punto de referencia por unidad de tiempo u ondas/tiempo. Así, el producto de estos términos da como resultado dimensiones de distancia/tiempo, que es la velocidad: distancia hora = distancia ondas × ola hora La longitud de onda generalmente se expresa en unidades de metros, centímetros o nanómetros, y la frecuencia se mide en hercios (Hz), donde 1 Hz = 1 ciclo/s La palabra "ciclo" puede omitirse y la frecuencia expresarse como, por ejemplo, 25/s o 25 sÿ1 (léase "25 por segundo"). Longitud de onda Longitud de onda Amplitud dirección de la onda Amplitud Longitud de onda Amplitud propagación (a) (B) Figura 7.2 (a) Longitud de onda y amplitud. (b) Dos ondas que tienen diferentes longitudes de onda y frecuencias. La longitud de onda de la onda superior es tres veces mayor que la de la onda inferior, pero su frecuencia es solo un tercio de la de la onda inferior. Ambas ondas tienen la misma velocidad y amplitud. Machine Translated by Google 277 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica Radiación electromagnética Hay muchos tipos de ondas, como ondas de agua, ondas de sonido y ondas de luz. En 1873 James Clerk Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas. Según la teoría de Maxwell, una onda electromagnética tiene un componente de campo eléctrico y un componente de campo magnético. Las ondas de sonido y las ondas de agua no son Estos dos componentes tienen la misma longitud de onda y frecuencia y, por lo tanto, la misma velocidad, ondas electromagnéticas, pero sí lo son los rayos X y las ondas de radio. pero viajan en planos perpendiculares entre sí (Figura 7.3). La importancia de la teoría de Maxwell es que proporciona una descripción matemática del comportamiento general de la luz. En particular, su modelo describe con precisión cómo la energía en forma de radiación puede propagarse a través del espacio como campos eléctricos y magnéticos vibrantes. La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas. Las ondas electromagnéticas viajan 3,00 × 108 metros por segundo (redondeado), o 186 000 millas por segundo en el vacío. Esta velocidad difiere de un medio a otro, pero no lo suficiente como para Se proporciona un valor más preciso para la velocidad de la luz en Constantes fundamentales en las tablas de datos al final del libro. distorsionar significativamente nuestros cálculos. Por convención, usamos el símbolo c para la velocidad de las ondas electromagnéticas, o como se le llama más comúnmente, la velocidad de la luz. La longitud de onda de las ondas electromagnéticas generalmente se da en nanómetros (nm). con Componente de campo eléctrico y Ejemplo 7.1 X La longitud de onda de la luz verde de un semáforo está centrada en 522 nm. ¿Cuál es la frecuencia de esta radiación? Estrategia Nos dan la longitud de onda de una onda electromagnética y nos piden que calculemos su frecuencia. Reordenando la Ecuación (7.1) y reemplazando u con c (la velocidad de la luz) da C v= ÿ Solución Debido a que la velocidad de la luz se da en metros por segundo, es conveniente convertir primero la longitud de onda a metros. Recuerde que 1 nm = 1 × 10ÿ9 m (consulte la tabla 1.3). Nosotros escribimos ÿ = 522 nm × 1 × 10ÿ9 m = 522 × 10ÿ9 m 1 nanómetro = 5,22 × 10ÿ7 metros Sustituyendo la longitud de onda y la velocidad de la luz (3,00 × 108 m/s), la frecuencia es 3,00 × 108 m/s v= 5,22 × 10ÿ7 m = 5,75 × 1014/s, o 5,75 × 1014 Hz Comprueba La respuesta muestra que 5,75 × 1014 ondas pasan por un punto fijo cada segundo. Esta muy alta frecuencia está de acuerdo con la muy alta velocidad de la luz. Ejercicio de práctica ¿Cuál es la longitud de onda (en metros) de una onda electromagnética cuya frecuencia es 3,64 × 107 Hz? Problema similar: 7.7. La Figura 7.4 muestra varios tipos de radiación electromagnética, que difieren entre sí en longitud de onda y frecuencia. Las ondas de radio largas son emitidas por grandes antenas, como las que utilizan las estaciones de radiodifusión. Las ondas de luz visible más cortas son producidas por los movimientos de los electrones dentro de los átomos y las moléculas. Las ondas más cortas, que también tienen la frecuencia más alta, están asociadas con los rayos ÿ (gamma), que resultan de cambios dentro del núcleo del átomo (ver Capítulo 2). Como veremos en breve, cuanto mayor sea la frecuencia, más energética será la radiación. Por lo tanto, la radiación ultravioleta, los rayos X y los rayos ÿ son radiación de alta energía. Componente de campo magnético Figura 7.3 Los componentes de campo eléctrico y campo magnético de una onda electromagnética. Estos dos componentes tienen la misma longitud de onda, frecuencia y amplitud, pero oscilan en dos planos mutuamente perpendiculares. Machine Translated by Google Machine Translated by Google 279 7.2 El efecto fotoeléctrico donde h se denomina constante de Planck y ÿ es la frecuencia de radiación. El valor de la constante de Planck es 6,63 × 10ÿ34 J · s. Como ÿ = c/ ÿ, la ecuación (7.2) también se puede expresar como C mi = h (7.3) ÿ Según la teoría cuántica, la energía siempre se emite en múltiplos enteros de hÿ; por ejemplo, hÿ, 2 hÿ, 3 hÿ, . . . , pero nunca, por ejemplo, explicar 1,67 hÿ por o 4,98 qué las hÿ. energías Cuando Planck debían presentó fijarse o cuantificarse su teoría, no de podía esta manera. Sin embargo, partiendo de esta hipótesis, no tuvo problemas para correlacionar los datos experimentales de emisión de sólidos en toda la gama de longitudes de onda; todos apoyaron la teoría Incidente ligero cuántica. La idea de que la energía debe cuantificarse o “agruparse” puede parecer extraña, pero el concepto de cuantificación tiene muchas analogías. Por ejemplo, también se cuantifica una carga eléctrica; sólo puede haber múltiplos enteros de e, la carga de un electrón. Y- La materia misma está cuantizada, ya que el número de electrones, protones y neutrones y el número de átomos en una muestra de materia también deben ser números enteros. Nuestro sistema monetario Metal se basa en una "cantidad" de valor llamada centavo. Incluso los procesos en los sistemas vivos involucran + – fenómenos cuantificados. Los huevos que ponen las gallinas se cuantifican y una gata preñada da a luz un número entero de gatitos, no la mitad o las tres cuartas partes de un gatito. Revisión de conceptos y hechos 7.1.1 ¿Cuál de las ondas (a)–(c) tiene (i) la frecuencia más alta, (ii) la longitud de onda más larga, (iii) la amplitud más grande? (a) (B) (C) 7.1.2 ¿Por qué la radiación es solo en la región UV pero no en la región visible o infrarroja? responsable del bronceado? Voltaje fuente 7.2 El efecto fotoeléctrico En 1905, solo cinco años después de que Planck presentara su teoría cuántica, Albert Einstein† usó la teoría para resolver otro misterio de la física, el efecto fotoeléctrico, un fenómeno en el que los electrones son expulsados de la superficie de ciertos metales expuestos a luz de al menos una cierta frecuencia mínima, llamada frecuencia umbral (Figura 7.5). El número de electrones expulsados era proporcional a la intensidad (o brillo) de la luz, pero las energías de los electrones expulsados no lo eran. Por debajo de la frecuencia umbral, no se expulsaron electrones sin importar cuán intensa fuera la luz. El efecto fotoeléctrico no podía ser explicado por la teoría ondulatoria de la luz. Einstein, sin embargo, hizo una suposición extraordinaria. Sugirió que un rayo de luz es en realidad una corriente de partículas. Estas partículas de luz ahora se llaman fotones. † Albert Einstein (1879-1955). Físico estadounidense nacido en Alemania. Considerado por muchos como uno de los dos mejores físicos que ha conocido el mundo (el otro es Isaac Newton). Los tres artículos (sobre la relatividad especial, el movimiento browniano y el efecto fotoeléctrico) que publicó en 1905 mientras trabajaba como asistente técnico en la oficina suiza de patentes en Berna han influido profundamente en el desarrollo de la física. Recibió el Premio Nobel de Física en 1921 por su explicación del efecto fotoeléctrico. Metro Figura 7.5 Aparato para estudiar el efecto fotoeléctrico. La luz de cierta frecuencia cae sobre una superficie metálica limpia. Los electrones expulsados son atraídos hacia el electrodo positivo. El flujo de electrones es registrado por un medidor de detección. Los medidores de luz utilizados en las cámaras se basan en la efecto fotoeléctrico. Machine Translated by Google 280 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Usando la teoría cuántica de la radiación de Planck como punto de partida, Einstein dedujo que cada fotón debe poseer energía E, dada por la ecuación Esta ecuación tiene la misma forma que la Ecuación (7.2) porque, como veremos en breve, la radiación electromagnética se emite y se absorbe en la forma E = hv de fotones. donde ÿ es la frecuencia de la luz. Ejemplo 7.2 Calcule la energía (en joules) de (a) un fotón con una longitud de onda de 5,00 × 104 nm (región infrarroja) y (b) un fotón con una longitud de onda de 5,00 × 10ÿ2 nm (región de rayos X). Estrategia Tanto en (a) como en (b) se nos da la longitud de onda de un fotón y se nos pide que calculemos su energía. Necesitamos usar la Ecuación (7.3) para calcular la energía. La constante de Planck se da en el texto y también en la contraportada interior. Solución (a) De la ecuación (7.3), C mi = h ÿ = (6,63 × 10ÿ34 J · s)(3,00 × 108 m/s) (5,00 × 104 nm)1 × 10ÿ9 m 1 nanómetro = 3,98 × 10ÿ21J Esta es la energía de un solo fotón con una longitud de onda de 5,00 × 104 nm. (b) Siguiendo el mismo procedimiento que en (a), podemos demostrar que la energía del fotón que tiene una longitud de onda de 5,00 × 10ÿ2 nm es 3,98 × 10ÿ15 J. Verificar Debido a que la energía de un fotón aumenta con la disminución de la longitud de onda, vemos , o un millón de veces, más energético que un fotón “infrarrojo”. que un fotón de "rayos X" es 1 × 106 Ejercicio de práctica La energía de un fotón es 5,87 × 10ÿ20 J. ¿Cuál es su longitud de onda (en nanómetros)? Problema similar: 7.15. Los electrones están retenidos en un metal por fuerzas de atracción, por lo que extraerlos del metal requiere luz de una frecuencia suficientemente alta (que corresponde a una energía suficientemente alta) para liberarlos. Hacer brillar un haz de luz sobre una superficie metálica puede considerarse como disparar un haz de partículas (fotones) a los átomos metálicos. Si la frecuencia de los fotones es tal que hÿ es exactamente igual a la energía que une los electrones en el metal, entonces la luz tendrá la energía suficiente para liberar los electrones. Si usamos luz de una frecuencia más alta, entonces no solo los electrones se soltarán, sino que también adquirirán algo de energía cinética. Esta situación se resume en la ecuación hv = KE + W (7.4) donde KE es la energía cinética del electrón expulsado y W es la función de trabajo, que es una medida de la fuerza con que se mantienen los electrones en el metal. Reescribiendo la Ecuación (7.4) como KE = hv ÿ W muestra que cuanto más energético es el fotón (es decir, cuanto mayor es la frecuencia), mayor es la energía cinética del electrón expulsado. Machine Translated by Google 7.2 El efecto fotoeléctrico Ahora considere dos haces de luz que tienen la misma frecuencia (que es mayor que la frecuencia umbral) pero diferentes intensidades. El haz de luz más intenso consta de un mayor número de fotones; en consecuencia, expulsa más electrones de la superficie del metal que el haz de luz más débil. Así, cuanto más intensa sea la luz, mayor será el número de electrones emitidos por el metal objetivo; cuanto mayor sea la frecuencia de la luz, mayor será la energía cinética de los electrones expulsados. Ejemplo 7.3 La función de trabajo del cesio metálico es 3,42 × 10ÿ19 J. (a) Calcule la frecuencia mínima de luz requerida para liberar electrones del metal. (b) Calcule la energía cinética del electrón expulsado si se utiliza luz de frecuencia 1,00 × 1015 sÿ1 para irradiar el metal. Estrategia (a) La relación entre la función de trabajo de un elemento y la frecuencia de la luz viene dada por la Ecuación (7.4). La frecuencia mínima de luz necesaria para desalojar un electrón es el punto donde la energía cinética del electrón expulsado es cero. (b) Conociendo tanto la función de trabajo como la frecuencia de la luz, podemos resolver la energía cinética del electrón expulsado. Solución (a) Haciendo KE = 0 en la Ecuación (7.4), escribimos hv = W Por lo tanto, EN v= h = 3,42 × 10ÿ19 J 6,63 × 10ÿ34 J · s = 5,16 × 1014 sÿ1 (b) Reordenando la Ecuación (7.4) se obtiene KE = hÿ ÿ W = (6,63 × 10ÿ34 J · s)(1,00 × 1015 sÿ1) ÿ 3,42 × 10ÿ19 J = 3,21 × 10ÿ19 J Comprueba La energía cinética del electrón expulsado (3,21 × 10ÿ19 J) es menor que la energía del fotón (6,63 × 10ÿ19 J). Por lo tanto, la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica La función de trabajo del titanio metálico es 6,93 × 10ÿ19 J. Calcule la energía cinética de los electrones expulsados si se utiliza luz de frecuencia 2,50 × 1015 sÿ1 para irradiar el metal. Problemas similares: 7.21, 7.22. La teoría de la luz de Einstein planteó un dilema a los científicos. Por un lado, explica satisfactoriamente el efecto fotoeléctrico. Por otro lado, la teoría de partículas de la luz no es consistente con el comportamiento ondulatorio conocido de la luz. La única manera de resolver el dilema es aceptar la idea de que la luz posee propiedades ondulatorias y de partículas. Dependiendo del experimento, la luz se comporta como una onda o como una corriente de partículas. Este concepto, llamado dualidad partícula-onda, era totalmente ajeno a la forma en que los físicos habían pensado sobre la materia y la radiación, y les llevó mucho tiempo aceptarlo. Veremos en la Sección 7.4 que una naturaleza dual (partículas y ondas) no es exclusiva de la luz, sino que también es característica de toda la materia, incluidos los electrones. 281 Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener problemas con el efecto fotoeléctrico. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Machine Translated by Google 282 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Revisión de conceptos y hechos 7.2.1 Un fotón tiene una frecuencia de 7,25 × 1014 s–1. Determine la energía (en joules) de este fotón. 7.2.2 ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) de un fotón con energía 6,69 × 10–19 J/ ¿fotón? 7.2.3 Una superficie metálica limpia se irradia con luz de tres longitudes de onda diferentes ÿ1, ÿ2 y ÿ3. Las energías cinéticas de los electrones expulsados son las siguientes: ÿ1: 2,9 × 10ÿ20 J; ÿ2: aproximadamente cero; ÿ3: 4,2 × 10ÿ19 J. ¿Qué luz tiene la longitud de onda más corta y cuál tiene la longitud de onda más larga? 7.3 Teoría del átomo de hidrógeno de Bohr El trabajo de Einstein allanó el camino para la solución de otro “misterio” de la física del siglo XIX: los espectros de emisión de los átomos. Los espectros de emisión Video Espectros de línea Desde el siglo XVII, cuando Newton demostró que la luz solar se compone de varios componentes de color que pueden recombinarse para producir luz blanca, los químicos y físicos han estudiado las características de los espectros de emisión, es decir, espectros continuos o lineales de radiación emitida por sustancias . . El espectro de emisión de una sustancia se puede ver energizando una muestra de material con energía térmica o con alguna otra forma de energía (como una descarga eléctrica de alto voltaje). Una barra de hierro “al rojo vivo” o “al rojo vivo” recién extraída de una fuente de alta temperatura produce un brillo característico. Este resplandor visible es la porción de su espectro de emisión que es percibida por el ojo. El calor de la misma barra de hierro representa otra porción de su espectro de emisión: la región infrarroja. Una característica común a los espectros de emisión del sol y de un sólido calentado es que ambos son continuos; es decir, todas las longitudes de onda de la luz visible están representadas en los espectros (vea la región visible en la Figura 7.4). Los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa, por otra parte, no muestran una dispersión continua de longitudes de onda del rojo al violeta; más bien, los átomos producen líneas brillantes en diferentes partes del espectro visible. Estos espectros de línea son la emisión de luz solo en longitudes de onda específicas. La figura 7.6 es un diagrama esquemático de un tubo de descarga que se usa para estudiar los espectros de emisión, y la figura 7.7 muestra el color emitido por los átomos de hidrógeno en un tubo de descarga. Cuando se aplica un alto voltaje entre las horquillas, algunos de los iones de sodio en la salmuera se convierten en átomos de sodio en un estado excitado. Estos átomos emiten Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas características en los espectros atómicos se pueden usar en el análisis químico para identificar átomos desconocidos, al igual que las huellas dactilares se usan para identificar personas. Cuando las líneas del espectro de emisión de un elemento conocido coinciden exactamente con las líneas del espectro de emisión de una muestra la luz amarilla característica a medida desconocida, se establece la identidad de la muestra. Aunque la utilidad de este procedimiento fue que se relajan hasta el estado fundamental. ©Educación McGraw-Hill/Stephen Frisch reconocida hace algún tiempo en el análisis químico, el origen de estas líneas fue desconocido hasta principios del siglo XX. La figura 7.8 muestra los espectros de emisión de varios elementos. Video Espectros de línea atómica Espectro de emisión del átomo de hidrógeno En 1913, no mucho después de los descubrimientos de Planck y Einstein, el físico danés Niels Bohr presentó una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno.† El tratamiento de Bohr es muy complejo y ya no se considera correcto en todos sus detalles. . Por lo tanto, nos concentraremos solo en sus importantes suposiciones y resultados finales, que explican las líneas espectrales. † Niels Henrik David Bohr (1885-1962). físico danés. Uno de los fundadores de la física moderna, recibió el Premio Nobel de Física en 1922 por su teoría que explica el espectro del átomo de hidrógeno. Machine Translated by Google 7.3 Teoría del átomo de hidrógeno de Bohr 283 Placa fotográfica Abertura Alto Voltaje Línea Prisma espectro Tubo de descarga Luz separada en varios componentes (a) Figura 7.7 Color emitido por átomos de hidrógeno en un tubo de descarga. El color observado resulta de la combinación de los colores emitidos en el espectro visible. (B) ©SPL/Fuente científica Figura 7.6 (a) Un arreglo experimental para estudiar los espectros de emisión de átomos y moléculas. El gas en estudio está en un tubo de descarga que contiene dos electrodos. A medida que los electrones fluyen del electrodo negativo al electrodo positivo, chocan con el gas. Este proceso de colisión eventualmente conduce a la emisión de luz por parte de los átomos (o moléculas). La luz emitida se separa en sus componentes mediante un prisma. Cada color componente se enfoca en una posición definida, según su longitud de onda, y forma una imagen coloreada de la rendija en la placa fotográfica. Las imágenes coloreadas se llaman líneas espectrales. (b) El espectro de emisión lineal de los átomos de hidrógeno. Mercurio Figura 7.8 Los espectros de emisión de varios elementos. Las unidades de las líneas espectrales son angstroms (Å), donde 1 Å = 1 × 10ÿ10 m. Helio Cortesía de Wabash Instrument Corp. Litio talio Cadmio Estroncio Bario Calcio Hidrógeno Sodio Machine Translated by Google 284 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Cuando Bohr abordó por primera vez este problema, los físicos ya sabían que el átomo contiene Fotón electrones y protones. Pensaron en un átomo como una entidad en la que los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares a altas velocidades. Este era un modelo atractivo porque se parecía a los movimientos de los planetas alrededor del sol. En el átomo de hidrógeno, se creía que la atracción electrostática entre el protón "solar" positivo y el electrón "planetario" negativo atrae al electrón norte = 1 hacia adentro y que esta fuerza se equilibra exactamente con la aceleración hacia afuera debida al norte = 2 movimiento circular del electrón. . Sin embargo, de acuerdo con las leyes de la física clásica, un electrón que se mueve en la órbita norte = 3 de un átomo de hidrógeno experimentaría una aceleración hacia el núcleo irradiando energía en forma de ondas electromagnéticas. Por lo tanto, dicho electrón entraría en espiral rápidamente en el núcleo y Figura 7.9 El proceso de se aniquilaría con el protón. Para explicar por qué esto no sucede, Bohr postuló que al electrón se le emisión en un átomo de hidrógeno excitado, según la teoría de Bohr. permite ocupar solo ciertas órbitas de energías específicas. En otras palabras, las energías del electrón Un electrón originalmente en una órbita de mayor energía (n = 3) vuelve a caer a una órbita de menor energía (n = 2). Como resultado, se emite un fotón con energía hÿ. El valor de hÿ es igual a la diferencia de energías de las dos órbitas ocupadas por el electrón en el proceso de emisión. Para simplificar, solo se muestran tres órbitas. están cuantificadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas permitidas no entrará en espiral en el núcleo y, por lo tanto, no irradiará energía. Bohr atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrógeno energizado al electrón que cae de una órbita permitida de mayor energía a una más baja y emite un cuanto de energía (un fotón) en forma de luz (Figura 7.9). Bohr demostró que las energías que puede ocupar un electrón en un átomo de hidrógeno están dadas por En = ÿRH ( 1 n2) (7.5) donde RH, la constante de Rydberg† para el átomo de hidrógeno, tiene el valor 2,18 × 10ÿ18 J. El número n es un número entero llamado número cuántico principal; tiene los valores n = 1, 2, 3, . . . . El signo negativo en la Ecuación (7.5) es una convención arbitraria, lo que significa que la energía del electrón en el átomo es menor que la energía de un electrón libre, que es un electrón que está infinitamente lejos del núcleo. A la energía de un electrón libre se le asigna arbitrariamente un valor de cero. Matemáticamente, esto corresponde a establecer n igual a infinito en la Ecuación (7.5), de modo que Eÿ = 0. A medida que el electrón se acerca al núcleo (a medida que n disminuye), En se vuelve más grande en valor absoluto, pero también más negativo. El valor más negativo, entonces, se alcanza cuando n = 1, que corresponde al estado de energía más estable. A esto lo llamamos el estado fundamental, o el nivel del suelo, que se refiere al estado de energía más bajo de un sistema (que es un átomo en nuestra discusión). Cada uno de estos La estabilidad del electrón disminuye para n = 2, 3, . . . . niveles se denomina estado excitado o nivel excitado, que tiene una energía más alta que el estado fundamental. Un electrón de hidrógeno para el que n es mayor que 1 se dice que está en estado . Así, como n excitado. El radio de cada órbita circular en el modelo de Bohr depende de n2 aumenta de 1 a 2 a 3, el radio de la órbita aumenta muy rápidamente. Cuanto más alto es el estado excitado, más lejos está el electrón del núcleo (y menos apretado está sujeto por el núcleo). La teoría de Bohr nos permite explicar el espectro de líneas del átomo de hidrógeno. La energía radiante absorbida por el átomo hace que el electrón pase de un estado de menor energía (caracterizado por un valor de n menor ) a un estado de mayor energía (caracterizado por un valor de n mayor ). Por el contrario, la energía radiante (en forma de fotón) se emite cuando el electrón pasa de un estado de mayor energía a un estado de menor energía. El movimiento cuantificado del electrón de un estado de energía a otro es análogo al movimiento de una pelota de tenis hacia arriba o hacia abajo por unas escaleras (figura 7.10). La pelota puede estar en cualquiera de varios escalones, pero nunca entre escalones. El viaje de un escalón más bajo a uno más alto es un proceso que requiere energía, mientras que el movimiento de un escalón más alto a un escalón más bajo es un proceso que libera energía. la cantidad de Figura 7.10 Una analogía mecánica para los procesos de † emisión. La pelota puede reposar en Johannes Robert Rydberg (1854-1919). físico sueco. La principal contribución de Rydberg a la física fue su estudio cualquier escalón pero no entre escalones. de los espectros lineales de muchos elementos. Machine Translated by Google 285 7.3 Teoría del átomo de hidrógeno de Bohr la energía involucrada en cualquier tipo de cambio está determinada por la distancia entre los pasos inicial y final. De manera similar, la cantidad de energía necesaria para mover un electrón en el átomo de Bohr depende de la diferencia en los niveles de energía entre los estados inicial y final. Para aplicar la ecuación (7.5) al proceso de emisión en un átomo de hidrógeno, supongamos que el electrón se encuentra inicialmente en un estado excitado caracterizado por el número cuántico principal ni. Durante la emisión, el electrón cae a un estado de menor energía caracterizado por el número cuántico principal nf (los subíndices i y f denotan los estados inicial y final, respectivamente). Este estado de menor energía puede ser un estado menos excitado o el estado fundamental. La diferencia entre las energías de los estados inicial y final es ÿE = Ef - Ei De la Ecuación (7.5), Ef = ÿRH (nf12) y Ei = ÿHR ( no12) Por lo tanto, ÿE = ( ÿRH nf2 )(ÿRH no2 ) 1 ÿ 2 = RH( no1 nf2) Debido a que esta transición da como resultado la emisión de un fotón de frecuencia ÿ y energía hÿ, podemos escribir 1 (7.6) ÿ 2 ÿE = hÿ = HR( no 1 nf2) Cuando se emite un fotón, ni > nf. En consecuencia, el término entre paréntesis es negativo y ÿE es negativo (la energía se pierde en el entorno). Cuando se absorbe energía, ni < nf y el término entre paréntesis es positivo, entonces ÿE es positivo. Cada línea espectral en el espectro de emisión corresponde a una transición particular en un átomo de hidrógeno. Cuando estudiamos una gran cantidad de átomos de hidrógeno, observamos todas las transiciones posibles y, por lo tanto, las líneas espectrales correspondientes. El brillo de una línea espectral depende de cuántos fotones de la misma longitud de onda se emiten. El espectro de emisión del hidrógeno incluye una amplia gama de longitudes de onda desde el infrarrojo hasta el ultravioleta. La tabla 7.1 enumera la serie de transiciones en el espectro del hidrógeno; llevan el nombre de sus descubridores. La serie de Balmer fue particularmente fácil de estudiar porque varias de sus líneas caen en el rango visible. La Figura 7.9 muestra una sola transición. Sin embargo, es más informativo expresar las transiciones como se muestra en la Figura 7.11. Cada línea horizontal representa un nivel de energía permitido para el electrón en un átomo de hidrógeno. Los niveles de energía están etiquetados con sus principales números cuánticos. Tabla 7.1 Las diversas series en el espectro de emisión de hidrógeno atómico Serie nf no Región del espectro Lyman 1 2, 3, 4, . . . Ultravioleta bálsamo 2 3, 4, 5, . . . Visible y ultravioleta Paschen 3 4, 5, 6, . . . Infrarrojo soporte 4 5, 6, 7, . . . Infrarrojo Machine Translated by Google 286 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Figura 7.11 Los niveles de energía en el átomo de hidrógeno y las diversas series de emisión. Cada nivel de energía corresponde a la energía asociada con un estado de energía permitido para una órbita, como postula Bohr y se muestra en la figura 7.9. Las líneas de emisión están rotuladas según el esquema de la Tabla 7.1. 5 4 soporte serie 3 Paschen serie 2 bálsamo serie norte = 1 Lyman serie Punto caliente para estudiantes El ejemplo 7.4 ilustra el uso de la ecuación (7.6). Los datos del estudiante indican que usted puede lucha con el cálculo de los niveles de energía en el átomo de hidrógeno de Bohr. Ejemplo 7.4 Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. ¿Cuál es la longitud de onda de un fotón (en nanómetros) emitido durante una transición del estado ni = 5 al estado nf = 2 en el átomo de hidrógeno? Estrategia Se nos dan los estados inicial y final del proceso de emisión. Podemos calcular la energía del fotón emitido usando la Ecuación (7.6). Luego, a partir de las Ecuaciones (7.2) y (7.1) podemos resolver la longitud de onda del fotón. El valor de la constante de Rydberg se da en el texto. Solución De la ecuación (7.6) escribimos 1 ÿ ÿE = RH( 1 2 ni nf2) ÿ = 2,18 × 10ÿ18 J( 152 1 22) = ÿ4,58 × 10ÿ19 J El signo negativo está de acuerdo con nuestra convención de que la energía se emite a los alrededores. El signo negativo indica que se trata de energía asociada a un proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda, omitiremos el signo menos de ÿE porque la longitud de onda del fotón debe ser positiva. Como ÿE = hv o v = ÿE/h, podemos calcular la longitud de onda del fotón escribiendo C ÿ= = v ch ÿE = (3,00 × 108 m/s)(6,63 × 10ÿ34 J · s) 4,58 × 10ÿ19 J = 4,34 × 10ÿ7 metros = 4,34 × 10ÿ7 m( 11nm × 10ÿ9 m) = 434 nm (Continuado) Machine Translated by Google 287 7.4 La naturaleza dual del electrón Comprueba La longitud de onda está en la región visible de la región electromagnética (ver Figura 7.4). Esto es consistente con el hecho de que debido a que nf = 2, esta transición da lugar a una línea espectral en la serie de Balmer (ver Figura 7.6). Ejercicio de práctica ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de un fotón emitido durante una transición del estado ni = 6 al estado nf = 4 en el átomo de H? Problemas similares: 7.31, 7.32. El ensayo Química en acción "Láser: la luz espléndida" analiza un tipo especial de emisión atómica: los láseres. Revisión de conceptos y hechos 7.3.1 ¿Qué transición en el átomo de hidrógeno emitiría luz de una longitud de onda más corta? (a) ni = 5 ÿ nf = 3 o (b) ni = 4 ÿ nf = 2. 7.3.2 ¿Cuál es la energía de un electrón en el estado n = 4 en un átomo de hidrógeno? 7.3.3 ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) de un fotón emitido cuando un electrón en un átomo de hidrógeno pasa de ni = 7 a nf = 2? 7.4 La naturaleza dual del electrón Los físicos estaban tanto desconcertados como intrigados por la teoría de Bohr. Cuestionaron por qué se cuantifican las energías del electrón de hidrógeno. O, formulando la pregunta de una manera más concreta, ¿por qué el electrón en un átomo de Bohr está restringido a orbitar alrededor del núcleo a ciertas distancias fijas? Durante una década nadie, ni siquiera el propio Bohr, tuvo una explicación lógica. En 1924, Louis de Broglie† proporcionó una solución a este rompecabezas. De Broglie razonó que si las ondas de luz pueden comportarse como una corriente de partículas (fotones), entonces quizás partículas como los electrones puedan poseer propiedades ondulatorias. Según de Broglie, un electrón unido al núcleo se comporta como una onda estacionaria. Las ondas estacionarias se pueden generar punteando, por ejemplo, una cuerda de guitarra (Figura 7.12). Las ondas se describen como estacionarias o estacionarias porque no viajan a lo largo de la cuerda. Algunos puntos de la cuerda, llamados nodos, no se mueven en absoluto; es decir, la amplitud de la onda en estos puntos es cero. Hay un nodo en cada extremo y puede haber nodos entre los extremos. Cuanto mayor sea la frecuencia de vibración, menor será la longitud de onda de la onda estacionaria y mayor será el número de nodos. Como muestra la figura 7.12, solo puede haber ciertas longitudes de onda en cualquiera de los movimientos permitidos (a) de la cuerda. De Broglie argumentó que si un electrón se comporta como una onda estacionaria en el átomo de hidrógeno, la longitud de la onda debe ajustarse exactamente a la circunferencia de la órbita (Figura 7.13). † Louis Victor Pierre Raymond Duque de Broglie (1892–1987). físico francés. Miembro de una antigua y noble familia en Francia, ostentaba el título de príncipe. En su tesis doctoral, propuso que la materia y la radiación tienen las propiedades tanto de onda como de partícula. Por este trabajo, de Broglie recibió el Premio Nobel de Física en 1929. (B) Figura 7.13 (a) La circunferencia de la órbita es igual a un número entero de longitudes de onda. yo = ÿ2 l = 2– ÿ 2 l = 3– ÿ 2 Figura 7.12 Las ondas estacionarias generadas al tocar una cuerda de guitarra. Cada punto representa un nodo. La longitud de la cuerda (l) debe ser igual a un número entero multiplicado por la mitad de la longitud de onda (ÿ/2). Esta es una órbita permitida. (b) La circunferencia de la órbita no es igual a un número entero de longitudes de onda. Como resultado, la onda de electrones no se cierra sobre sí misma. Esta es una órbita no permitida. Machine Translated by Google Machine Translated by Google Los iones han sido reemplazados por iones Cr3+ . Se utiliza una lámpara de destellos para excitar los átomos de cromo a un nivel de energía puede emitirse en pulsos (como en el caso del láser de rubí) o en ondas continuas. superior. Los átomos excitados son inestables, por lo que en un instante La luz láser se caracteriza por tres propiedades: es intensa, tiene dado algunos de ellos volverán al estado fundamental emitiendo un fotón una longitud de onda conocida con precisión y, por lo tanto, energía, y en la región roja del espectro. El fotón rebota de un lado a otro muchas es coherente. Por coherente queremos decir que las ondas de luz están veces entre los espejos en los extremos opuestos del tubo láser. Este todas en fase. Las aplicaciones de los láseres son bastante numerosas. fotón puede estimular la emisión de fotones de exactamente la misma Su alta intensidad y facilidad de enfoque los hacen adecuados para longitud de onda de otros átomos de cromo excitados; estos fotones a realizar cirugías oculares, perforar agujeros en metales y soldar, y realizar su vez pueden estimular la emisión de más fotones, y así sucesivamente. fusiones nucleares. El hecho de que sean altamente direccionales y Debido a que las ondas de luz están en fase, es decir, sus máximos y tengan longitudes de onda conocidas con precisión los hace muy útiles mínimos coinciden, los fotones se potencian entre sí, aumentando su para las telecomunicaciones. Los láseres también se utilizan en la poder con cada paso entre los espejos. separación de isótopos, en holografía (fotografía tridimensional), en Uno de los espejos solo refleja parcialmente, de modo que cuando la luz reproductores de discos compactos y en escáneres de supermercados. alcanza cierta intensidad, emerge del espejo como un rayo láser. Los láseres han jugado un papel importante en la investigación Dependiendo del modo de operación, la luz láser espectroscópica de propiedades moleculares y de muchos procesos químicos y biológicos Láseres de última generación utilizados en el laboratorio de investigación del Dr. AH Zewail en el Instituto de Tecnología de California. ©Profesor Ahmed H. Zewail/Instituto de Tecnología de California, Departamento de Química El razonamiento de De Broglie llevó a la conclusión de que las ondas pueden comportarse como partículas y las partículas pueden exhibir propiedades ondulatorias. De Broglie dedujo que las propiedades de las partículas y las ondas están relacionadas por la expresión h ÿ= mu (7.8) donde ÿ, m y u son las longitudes de onda (en m) asociadas con una partícula en movimiento, su masa (en Punto caliente para estudiantes kg) y su velocidad (en m/s), respectivamente. La ecuación (7.8) implica que una partícula en movimiento Los datos de los estudiantes indican puede tratarse como una onda y una onda puede exhibir las propiedades de una partícula. que puede tener problemas con la longitud de onda de De Broglie. Acceda a su libro electrónico Tenga en cuenta que el lado izquierdo de la Ecuación (7.8) implica la propiedad ondulatoria de la longitud de onda, para obtener recursos de aprendizaje adicionales mientras que el lado derecho hace referencia a la masa, una propiedad claramente similar a una partícula. sobre este tema. 289 Machine Translated by Google 290 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Ejemplo 7.5 Calcule la longitud de onda de la "partícula" en los dos casos siguientes: (a) El saque más rápido en el tenis es de aproximadamente 150 millas por hora, o 68 m/s. Calcula la longitud de onda asociada con una pelota de tenis de 6,0 × 10ÿ2 kg que viaja a esta velocidad. (b) Calcule la longitud de onda asociada con un electrón (9,1094 × 10ÿ31 kg) que se mueve a 68 m/s. Estrategia Nos dan la masa y la velocidad de la partícula en (a) y (b) y nos piden que calculemos la longitud de onda, por lo que necesitamos la Ecuación (7.8). Tenga en cuenta que debido a que las unidades de las constantes de Planck son J · s, m y u deben estar en kg y m/s (1 J = 1 kg m2 /s2 ), respectivamente. Solución (a) Usando la Ecuación (7.8) escribimos h ÿ= mu 6,63 × 10ÿ34 J · s = (6,0 × 10ÿ2 kg) × 68 m/s = 1,6 × 10ÿ34 m Comentario Esta es una longitud de onda extremadamente pequeña considerando que el tamaño de un átomo en sí es del orden de 1 × 10ÿ10 m. Por esta razón, las propiedades ondulatorias de una pelota de tenis no pueden ser detectadas por ningún dispositivo de medición existente. (b) En este caso, h ÿ= = mu 6,63 × 10ÿ34 J · s (9,1094 × 10ÿ31 kg) × 68 m/s = 1,1 × 10ÿ5m Comentario Esta longitud de onda (1,1 × 10ÿ5 mo 1,1 × 104 nm) se encuentra en la región infrarroja. Este cálculo muestra que solo los electrones (y otras partículas submicroscópicas) tienen longitudes de onda medibles. Ejercicio de práctica Calcule la longitud de onda (en nanómetros) de un átomo de H (masa = 1,674 × 10ÿ27 kg) que se mueve a 7,00 × 102 cm/s. Problemas similares: 7.40, 7.41. El ejemplo 7.5 muestra que aunque la ecuación de De Broglie se puede aplicar a diversos sistemas, las propiedades de onda se vuelven observables solo para objetos submicroscópicos. Poco después de que de Broglie introdujera su ecuación, Clinton Davisson† y Lester Germer‡ en los Estados Unidos y GP Thomson§ en Inglaterra demostraron que los electrones poseen propiedades ondulatorias. Dirigiendo un haz de electrones a través de una fina lámina de oro, Thomson obtuvo un conjunto de anillos concéntricos en una pantalla, similar al patrón observado cuando se usaban rayos X (que son ondas). La figura 7.14 muestra un patrón de este tipo para el aluminio. El ensayo Química en acción "Microscopía electrónica" describe la microscopía electrónica. † Clinton Joseph Davisson (1881-1958). físico estadounidense. Él y GP Thomson compartieron el Premio Nobel de Física en 1937 por demostrar las propiedades ondulatorias de los electrones. ‡ Lester Halbert Germer (1896-1972). físico estadounidense. Descubridor (con Davisson) de las propiedades ondulatorias de los electrones. § George Paget Thompson (1892-1975). físico inglés. Hijo de JJ Thomson, recibió el Premio Nobel de Física en 1937, junto con Clinton Davisson, por demostrar las propiedades ondulatorias de los electrones. Machine Translated by Google Machine Translated by Google 292 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Revisión de conceptos y hechos 7.4.1 ¿Qué cantidad en la ecuación (7.8) es responsable del hecho de que los objetos macroscópicos no muestren propiedades ondulatorias observables? 7.4.2 ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) de un neutrón (1,67493 × 10–27 kg) que viaja a 5,0 m/s? 7.5 Mecánica Cuántica En realidad, la teoría de Bohr explicaba los espectros de emisión observados de los iones El éxito espectacular de la teoría de Bohr fue seguido por una serie de decepciones. He+ y Li2+ , así como los del hidrógeno. El enfoque de Bohr no tuvo en cuenta los espectros de emisión de los átomos que contienen más de Sin embargo, los tres sistemas tienen una característica en común: cada uno contiene un un electrón, como los átomos de helio y litio. Tampoco explicó por qué aparecen líneas adicionales electrón único. Por lo tanto, el modelo de en el espectro de emisión de hidrógeno cuando se aplica un campo magnético. Otro problema surgió Bohr funcionó con éxito solo para el átomo con el descubrimiento de que los electrones son ondulatorios: ¿Cómo se puede especificar la de hidrógeno y para los "iones similares al hidrógeno". "posición" de una onda? No podemos definir la ubicación precisa de una onda porque una onda se extiende en el espacio. Para describir el problema de tratar de localizar una partícula subatómica que se comporte como una onda, Werner Heisenberg† formuló lo que ahora se conoce como el principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer simultáneamente el momento p (definido como masa por velocidad) y la posición de una partícula con certeza. Dicho matemáticamente, h ÿxÿp ÿ El signo ÿ significa que el producto ÿxÿp (7.9) 4ÿ donde ÿx y ÿp son las incertidumbres al medir la posición y el momento de la partícula, respectivamente. puede ser mayor o igual que h/4ÿ, pero nunca menor que h/4ÿ. Además, para calcular p Los signos ÿ tienen el siguiente significado: si las incertidumbres medidas de posición y cantidad de usando la Ecuación (7.9), m movimiento son grandes (digamos, en un experimento crudo), su producto puede ser sustancialmente debe estar en kg y u debe estar en m/s. mayor que h/4ÿ (de ahí el signo >). La importancia de la Ecuación (7.9) es que incluso en las condiciones más favorables para medir la posición y el momento, el producto de las incertidumbres nunca puede ser menor que h/4ÿ (de ahí el signo =). Por lo tanto, hacer que la medición del momento de una partícula sea más precisa (es decir, hacer que ÿp sea una cantidad pequeña ) significa que la posición debe volverse correspondientemente menos precisa (es decir, ÿx será más grande). De manera similar, si la posición de la partícula se conoce con mayor precisión, la medida de su cantidad de movimiento debe volverse menos precisa. Aplicando el principio de incertidumbre de Heisenberg al átomo de hidrógeno, vemos que en realidad el electrón no orbita alrededor del núcleo en una trayectoria bien definida, como pensaba Bohr. Si lo hiciera, podríamos determinar con precisión tanto la posición del electrón (a partir de su ubicación en una órbita particular) como su momento (a partir de su energía cinética) al mismo tiempo, una violación del principio de incertidumbre. Ejemplo 7.6 (a) Un electrón se mueve a una velocidad de 8.0 × 106 m/s. Si la incertidumbre al medir la velocidad es 1,0 por ciento de la velocidad, calcule la incertidumbre en la posición del electrón. La masa del electrón es 9,1094 × 10ÿ31 kg. (b) Una pelota de béisbol de 0,15 kg de masa lanzada a 100 mph tiene una cantidad de movimiento de 6,7 kg · m/s. Si la incertidumbre al medir este impulso es 1.0 × 10ÿ7 del impulso, calcule la incertidumbre en la posición de la pelota de béisbol. (Continuado) † Werner KarlHeisenberg (1901-1976). físico alemán. Uno de los fundadores de la teoría cuántica moderna, Heisenberg recibió el Premio Nobel de Física en 1932. Machine Translated by Google 7.5 Mecánica Cuántica Estrategia Para calcular la incertidumbre mínima tanto en (a) como en (b), usamos un signo igual en la Ecuación (7.9). Solución (a) La incertidumbre en la velocidad del electrón u es ÿu = 0,010 × 8,0 × 106 m/s = 8,0 × 104 m/s La cantidad de movimiento (p) es p = mu, de modo que ÿp = mÿu = 9,1094 × 10ÿ31 kg × 8,0 × 104 m/s = 7,3 × 10ÿ26 kg · m/s De la Ecuación (7.9), la incertidumbre en la posición del electrón es h ÿx = 4ÿÿp 6,63 × 10ÿ34 J · s = 4ÿ(7,3 × 10ÿ26 kg · m/s) = 7,24 × 10ÿ10m Esta incertidumbre corresponde a unos 4 diámetros atómicos. (b) La incertidumbre en la posición de la pelota de béisbol es h ÿx = 4ÿÿp = 6,63 × 10ÿ34 J · s 4ÿ × 1,0 × 10ÿ7 × 6,7 kg · m/s = 7,9 × 10ÿ29 m Este es un número tan pequeño que no tiene ninguna consecuencia; es decir, prácticamente no hay incertidumbre para determinar la posición de la pelota de béisbol en el mundo macroscópico. Ejercicio de práctica Estime la incertidumbre en la velocidad de una molécula de oxígeno si se sabe que su posición es ±3 nm. La masa de una molécula de oxígeno es 5,31 × 10ÿ26 kg. Problemas similares: 7.128, 7.146. Sin duda, Bohr hizo una contribución significativa a nuestra comprensión de los átomos, y su sugerencia de que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada sigue sin ser cuestionada. Pero su teoría no proporcionó una descripción completa del comportamiento electrónico en los átomos. En 1926, el físico austríaco Erwin Schrödinger†, utilizando una complicada técnica matemática, formuló una ecuación que describe el comportamiento y las energías de las partículas submicroscópicas en general, una ecuación análoga a las leyes de movimiento de Newton para objetos macroscópicos. La ecuación de Schrödinger requiere cálculo avanzado para resolverse y no la discutiremos aquí. Sin embargo, es importante saber que la ecuación en incorpora tanto el comportamiento de las partículas, en términos de masa m, como el comportamiento de las ondas, en términos de una función de onda ÿ (psi), que depende de la ubicación en el espacio del sistema (como como un electrón en un átomo). La función de onda en sí misma no tiene un significado físico directo. Sin embargo, la probabilidad de encontrar el electrón en cierta región del espacio es proporcional al cuadrado de la función de onda, . Laÿ2idea de relacionar ÿ2 con la probabilidad surgió de una analogía de la teoría ondulatoria. Según la teoría ondulatoria, la intensidad de la luz es proporcional al cuadrado de la amplitud de la onda, o. El ÿ2lugar más probable para encontrar un fotón es donde el † Erwin Schrodinger (1887-1961). físico austriaco. Schrödinger formuló la mecánica ondulatoria, que sentó las bases de la teoría cuántica moderna. Recibió el Premio Nobel de Física en 1933. 293 Machine Translated by Google 294 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos la intensidad es mayor, es decir, donde el valor de ÿ2 es mayor. Un argumento similar asocia ÿ2 con la probabilidad de encontrar un electrón en las regiones que rodean al núcleo. La ecuación de Schrödinger inició una nueva era en la física y la química, ya que lanzó un nuevo campo, la mecánica cuántica (también llamada mecánica ondulatoria). Ahora nos referiremos a los desarrollos en la teoría cuántica desde 1913 —la época en que Bohr presentó su análisis del átomo de hidrógeno— hasta 1926 como “teoría cuántica antigua”. La descripción mecánica cuántica del átomo de hidrógeno La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados de energía que puede ocupar el electrón en un átomo de hidrógeno e identifica las funciones de onda correspondientes (ÿ). Estos estados de energía y funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos (que se analizarán en breve), con los que podemos construir un modelo completo del átomo de hidrógeno. Aunque la mecánica cuántica nos dice que no podemos identificar un electrón en un átomo, define la región donde podría estar el electrón en un momento dado. El concepto de densidad electrónica da la Figura 7.15 Una representación de la distribución de densidad de electrones que rodea el núcleo en el átomo de hidrógeno. Muestra una alta probabilidad de encontrar el electrón más cerca del núcleo. probabilidad de que un electrón se encuentre en una región particular de un átomo. El cuadrado de la función , define la distribución de electricidad de onda, ÿ2 densidad de tron en el espacio tridimensional alrededor del núcleo. Las regiones de alta densidad de electrones representan una alta probabilidad de localizar el electrón, mientras que ocurre lo contrario para las regiones de baja densidad de electrones (Figura 7.15). Para distinguir la descripción mecánica cuántica de un átomo del modelo de Bohr, hablamos de un orbital atómico, en lugar de una órbita. Se puede pensar en un orbital atómico como la función de onda de un electrón en un átomo. Cuando decimos que un electrón está en un determinado orbital, queremos decir que la distribución de la densidad electrónica o la probabilidad de ubicar el electrón en el espacio está descrita por el cuadrado de la función de onda asociada con ese orbital. Un orbital atómico, por lo tanto, tiene una energía característica, así como una distribución característica de densidad electrónica. La ecuación de Schrödinger funciona bien para el átomo de hidrógeno simple con un protón y un electrón, ¡pero resulta que no se puede resolver exactamente para ningún átomo que contenga más de un electrón! Afortunadamente, los químicos y los físicos han aprendido a sortear este tipo de dificultad por aproximación. Por ejemplo, aunque el comportamiento de los electrones en los átomos multielectrónicos (es decir, los átomos que contienen dos o más electrones) no es el mismo que en el átomo de hidrógeno, suponemos que la Aunque el átomo de helio tiene solo dos electrones, en la mecánica cuántica se diferencia probablemente no sea demasiado grande. Así, podemos utilizar las energías y funciones de onda considera como un átomo de muchos electrones. obtenidas del átomo de hidrógeno como buenas aproximaciones del comportamiento de los electrones en átomos más complejos. De hecho, este enfoque proporciona descripciones bastante confiables del comportamiento electrónico en átomos de muchos electrones. Revisión de conceptos y hechos 7.5.1 ¿Cuál es la diferencia entre ÿ y ÿ2 para el electrón en un átomo de hidrógeno? 7.5.2 Un protón se mueve a una velocidad de 6,0 × 106 m/s. Si la incertidumbre en midiendo la velocidad es 1.0 por ciento de la velocidad, calcule la incertidumbre en la posición del protón. La masa del protón es 1,67262 × 10ÿ27 kg. 7.6 Números cuánticos En mecánica cuántica, se requieren tres números cuánticos para describir la distribución de electrones en el hidrógeno y otros átomos. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Se denominan número cuántico principal, número cuántico de momento angular y número cuántico magnético. Estos números cuánticos se utilizarán para describir átomos Machine Translated by Google 7.6 Números cuánticos 295 orbitales y etiquetar los electrones que residen en ellos. Un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín , describe el comportamiento de un electrón específico y completa la descripción de los electrones en los átomos. El Número Cuántico Principal (n) El número cuántico principal (n) puede tener valores enteros 1, 2, 3, etc.; corresponde al número La ecuación (7.5) se cumple solo para el átomo de hidrógeno. cuántico en la Ecuación (7.5). En un átomo de hidrógeno, el valor de n determina la energía de un orbital. Como veremos en breve, este no es el caso de un átomo de muchos electrones. El número cuántico principal también se relaciona con la distancia promedio del electrón desde el núcleo en un orbital particular. Cuanto mayor sea n , mayor será la distancia promedio de un electrón en el orbital desde el núcleo y, por lo tanto, mayor será el orbital. El número cuántico del momento angular (ÿ) El número cuántico del momento angular (ÿ) nos dice la “forma” de los orbitales (ver Sección 7.7). El valor de ÿ se fija según el tipo de orbital. Los valores de ÿ dependen del valor del número cuántico principal, n. Para un valor dado de n, ÿ tiene posibles valores integrales de 0 a (n ÿ 1). Si n = 1, solo hay un valor posible de ÿ; es decir, ÿ = n ÿ 1 = 1 ÿ 1 = 0. Si n = 2, hay dos valores de ÿ, dados por 0 y 1. Si n = 3, hay tres valores de ÿ, dados por 0, 1 y 2. El valor de ÿ generalmente se designa con las letras s, p, d, . . . como sigue: ÿ 0 1 2 3 Nombre del orbital s pags D F 4 5 gramo h Así, si ÿ = 0, tenemos un orbital s ; si ÿ = 1, tenemos un orbital p ; y así. La secuencia inusual de letras (s, p y d) tiene un origen histórico. Los físicos que estudiaron los espectros de emisión atómica intentaron correlacionar las líneas espectrales observadas con los estados de energía particulares involucrados en las transiciones. Notaron que algunas de las líneas eran nítidas; algunos estaban más bien dispersos o difusos; y algunas eran muy fuertes y, por lo tanto, se las denomina líneas principales. Posteriormente, las letras iniciales de cada adjetivo fueron asignadas a esos estados de energía. Sin embargo, después de la letra d y comenzando con la letra f (para fundamental), las designaciones de orbitales siguen un orden alfabético. Una colección de orbitales con el mismo valor de n se denomina caparazón. Uno o más orbitales con los mismos valores de n y ÿ se denominan subcapa. Por ejemplo, el caparazón con Recuerde que el "2" en 2s se refiere a el valor de n y la “s” simboliza el valor de ÿ. n = 2 se compone de dos subcapas, ÿ = 0 y 1 (los valores permitidos para n = 2). Estas subcapas se denominan subcapas 2s y 2p , donde 2 denota el valor de n, y s y p denotan los valores de ÿ. El Número Cuántico Magnético (mÿ) El número cuántico magnético (mÿ) describe la orientación del orbital en el espacio (que se analizará en la Sección 7.7). Dentro de una subcapa, el valor de mÿ depende del valor del número cuántico del momento angular, ÿ. Para un cierto valor de ÿ, hay (2ÿ + 1) valores integrales de mÿ de la siguiente manera: ÿÿ, (ÿÿ + 1), . . . 0, . . . (+ÿ ÿ1), +ÿ Si ÿ = 0, entonces mÿ = 0. Si ÿ = 1, entonces hay [(2 × 1) + 1], o tres valores de mÿ, a saber, ÿ1, 0 y 1. Si ÿ = 2, hay son [(2 × 2) + 1], o cinco valores de mÿ, a saber, ÿ2, ÿ1, 0, 1 y 2. El número de valores de mÿ indica el número de orbitales en una subcapa con un valor de ÿ particular . Punto caliente para estudiantes Para concluir nuestra discusión de estos tres números cuánticos, consideremos una situación en la que n = 2 y ÿ = 1. Los valores de n y ÿ indican que tenemos una subcapa 2p , y en esta subcapa tenemos tres orbitales 2p (porque hay tres valores de mÿ, dados por ÿ1, 0 y 1). Los datos del estudiante indican que usted puede dificultad para describir los niveles de energía con números cuánticos. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Machine Translated by Google 296 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Ejemplo 7.7 ¿Cuáles son los valores permitidos para mÿ cuando n = 4 y ÿ = 1? Estrategia ¿Cuáles son las relaciones entre n, ÿ y mÿ? Solución Los valores de mÿ dependen únicamente del valor de ÿ, no del valor de n. Los valores de mÿ pueden variar de ÿÿ a ÿ. Por lo tanto, mÿ puede ser ÿ1, 0 o 1. Comprueba Los valores de n y ÿ son fijos, pero mÿ puede tener cualquiera de los tres valores, norte que corresponden a los tres orbitales p. S Ejercicio de práctica ¿Cuáles son los valores permitidos para mÿ cuando n = 5 y ÿ = 2? Problema similar: 7.57. S norte Número cuántico de espín electrónico (ms) (a) (B) Los experimentos sobre los espectros de emisión de los átomos de hidrógeno y sodio indicaron que las líneas en los espectros de emisión podrían dividirse mediante la aplicación de un campo magnético externo. Figura 7.16 Los espines (a) en el sentido de las agujas del reloj y (b) en el sentido contrario a las agujas del reloj de un electrón. Los campos magnéticos generados por estos dos movimientos giratorios son análogos a los de los dos imanes. Las flechas hacia arriba y hacia La única forma en que los físicos podían explicar estos resultados era asumir que los electrones actúan como pequeños imanes. Si se piensa que los electrones giran sobre sus propios ejes, como lo hace la Tierra, se pueden explicar sus propiedades magnéticas. De acuerdo con la teoría electromagnética, una carga giratoria genera un campo magnético, y es este movimiento el que hace que un electrón se comporte como un imán. La figura 7.16 muestra los dos posibles movimientos giratorios de un electrón, uno en el abajo se utilizan para indicar la dirección de giro. sentido de las agujas del reloj y otro en el sentido contrario a las agujas del reloj. Para tener en cuenta el espín del electrón, es necesario introducir un cuarto número cuántico, denominado número cuántico del ÿ1 2. 2 o espín del electrón (ms), que tiene un valor de +1 En su experimento, Stern y Gerlach Otto Stern† y Walther Gerlach‡ proporcionaron una prueba concluyente del espín del electrón . usaron átomos de plata, que contienen en 1924. La figura 7.17 muestra el arreglo experimental básico. Un haz de átomos gaseosos generados solo un electrón desapareado. Para ilustrar el principio, podemos suponer en un horno caliente atraviesa un campo magnético no homogéneo. La interacción entre un electrón y el que se utilizan átomos de hidrógeno en el estudio. campo magnético hace que el átomo se desvíe de su trayectoria rectilínea. Debido a que el movimiento giratorio es completamente aleatorio, los electrones en la mitad de los átomos girarán en una dirección y esos átomos se desviarán en una dirección; los electrones en la otra mitad de los átomos girarán en la dirección opuesta, y esos átomos se desviarán en la otra dirección. Así, se observan dos puntos de igual intensidad en la pantalla de detección. Figura 7.17 Disposición experimental para demostrar el movimiento giratorio de los electrones. Un haz de átomos es dirigido a través de un campo magnético. Por ejemplo, cuando un átomo de hidrógeno con un solo electrón atraviesa el campo, se desvía en una dirección u otra, dependiendo de la dirección del espín. En una corriente que consta de muchos átomos, habrá distribuciones iguales de los dos tipos de espines, de modo que se detecten en la pantalla dos puntos de igual intensidad. Sra = –– 1 2 Horno haz atómico Sra = + –1 2 Pantalla de detección Imán pantalla de hendidura Revisión de conceptos y hechos 7.6.1 ¿Cuáles son los valores permitidos de ÿ cuando n = 3? 7.6.2 Dé los cuatro números cuánticos para cada uno de los dos electrones en un orbital 6s . † Otto popa (1888-1969). físico alemán. Hizo importantes contribuciones al estudio de las propiedades magnéticas de los átomos y la teoría cinética de los gases. Stern recibió el Premio Nobel de Física en 1943. ‡ Walther Gerlach (1889-1979). físico alemán. El área principal de investigación de Gerlach fue la teoría cuántica. Machine Translated by Google 7.7 Orbitales atómicos 297 7.7 Orbitales atómicos La tabla 7.2 muestra la relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos. Vemos que cuando ÿ = 0, (2ÿ + 1) = 1, y solo hay un valor de mÿ, entonces tenemos un s orbital. Cuando ÿ = 1, (2ÿ + 1) = 3, entonces hay tres valores de mÿ o tres orbitales p , denominados px, py y pz. Cuando ÿ = 2, (2ÿ + 1) = 5, y hay cinco valores de mÿ, y los cinco orbitales d correspondientes están etiquetados con subíndices más elaborados. En las siguientes secciones consideraremos los orbitales s, p y d por separado. s orbitales. Una de las preguntas importantes que hacemos cuando estudiamos las propiedades de El hecho de que la función de onda de los orbitales atómicos es: ¿cuáles son las formas de los orbitales? Estrictamente hablando, un orbital un orbital teóricamente no tenga límite exterior a medida que uno se aleja del no tiene una forma bien definida porque la función de onda que caracteriza al orbital se extiende desde núcleo plantea cuestiones filosóficas interesantes con respecto a los tamaños de los átomos. Los químicos han acordado una definición operativa de tamaño atómico, el núcleo hasta el infinito. En ese sentido, es difícil decir cómo es un orbital. Por otro lado, ciertamente es conveniente pensar en los orbitales como si tuvieran formas específicas, particularmente al analizar la formación de enlaces químicos entre átomos, como haremos en los capítulos 9 y 10. como veremos en capítulos posteriores. Aunque en principio un electrón se puede encontrar en cualquier parte, sabemos que la mayoría de las veces se encuentra bastante cerca del núcleo. La figura 7.18(a) muestra la distribución de la densidad de electrones en un orbital de hidrógeno 1s que se aleja del núcleo. Como puede ver, la densidad de electrones cae rápidamente a medida que aumenta la distancia desde el núcleo. En términos generales, hay alrededor de un 90 por ciento de probabilidad de encontrar el electrón dentro de una esfera. Tabla 7.2 Relación entre números cuánticos y orbitales atómicos Número Atómico norte ÿ mÿ de orbitales Designaciones orbitales 1 0 0 1 1s 2 0 0 1 2s 1 ÿ1, 0, 1 3 2px, 2py, 2pz 3 0 0 1 3s 1 ÿ1, 0, 1 3 3px , 3py, 3pz 2 ÿ2, ÿ1, 0, 1, 2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz, . . . . . . . . . (a) 3dx2 ÿ y2, 3dz 2 . . . (B) Radial probabilidad . . . Distancia desde núcleo (C) Una subcapa s tiene un orbital, una subcapa ap tiene tres orbitales y una subcapa ad tiene cinco orbitales. Figura 7.18 (a) Gráfica de la densidad de electrones en el orbital 1s del hidrógeno en función de la distancia desde el núcleo. La densidad electrónica cae rápidamente a medida que aumenta la distancia al núcleo. (b) Diagrama de la superficie límite del orbital 1s del hidrógeno. (c) Una forma más realista de ver la distribución de densidad de electrones es dividir el orbital 1s en capas esféricas delgadas sucesivas. Un gráfico de la probabilidad de encontrar el electrón en cada capa, llamado probabilidad radial, en función de la distancia muestra un máximo a 52,9 pm del núcleo. Curiosamente, esto es igual al radio de la órbita más interna en el modelo de Bohr. Machine Translated by Google 298 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos con con con 1s 2s X 3s Figura 7.19 Diagramas de superficie límite de los orbitales 1s, 2s y 3s del hidrógeno. Cada esfera contiene alrededor del 90 por ciento de la densidad electrónica total. Todos los orbitales s son esféricos. En términos generales, el tamaño de un orbital es proporcional a n2 , donde n es el número X y X y y 2pz 2py 2 píxeles Figura 7.20 Los diagramas de superficie límite de los tres orbitales 2p. Estos orbitales son idénticos en forma y energía, pero sus orientaciones son diferentes. Los orbitales p de números cuánticos principales más altos tienen formas similares. cuántico principal. de radio 100 pm (1 pm = 1 × 10ÿ12 m) que rodea el núcleo. Por lo tanto, podemos representar el orbital 1s dibujando un diagrama de superficie límite que encierra alrededor del 90 por ciento de la densidad electrónica total en un orbital, como se muestra en la figura 7.18(b). Un orbital 1s representado de esta manera es simplemente una esfera. La figura 7.19 muestra los diagramas de superficie límite para los orbitales atómicos de hidrógeno 1s, 2s y 3s . Todos los orbitales s tienen forma esférica pero difieren en tamaño, que aumenta a medida que aumenta el número cuántico principal. Aunque se pierden los detalles de la variación de la densidad de electrones dentro de cada superficie límite, no hay ninguna desventaja grave. Para nosotros, las características más importantes de los orbitales atómicos son sus formas y tamaños relativos , que se representan adecuadamente mediante diagramas de superficie límite. p Orbitales. Debe quedar claro que los orbitales p comienzan con el número cuántico principal n = 2. Si n = 1, entonces el número cuántico del momento angular ÿ puede asumir solo el valor de cero; por lo tanto, solo hay un orbital 1s . Como vimos anteriormente, cuando ÿ = 1, el número cuántico magnético mÿ puede tener valores de ÿ1, 0, 1. Comenzando con n = 2 y ÿ = 1, tenemos tres orbitales 2p : 2px, 2py y 2pz ( Figura 7.20). Los subíndices de letras indican los ejes a lo largo de los cuales se orientan los orbitales. Estos tres orbitales p son idénticos en tamaño, forma y energía; difieren entre sí solo en la orientación. Tenga en cuenta, sin embargo, que no existe una Se dice que los orbitales que tienen la misma energía son orbitales degenerados. relación simple entre los valores de mÿ y los valores de x, y y z . direcciones. Para nuestro propósito, solo necesita recordar que debido a que hay tres valores posibles de mÿ, hay tres orbitales p con diferentes orientaciones. Los diagramas de superficie límite de los orbitales p en la figura 7.20 muestran que cada orbital p se puede Punto caliente para estudiantes considerar como dos lóbulos en lados opuestos del núcleo. Al igual que los orbitales s , los orbitales p aumentan de Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades con las características de tamaño de 2p a 3p , a 4p y así sucesivamente. los orbitales p. Acceda a su libro electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. d Orbitales y otros orbitales de energía superior. Cuando ÿ = 2, hay cinco valores de mÿ, que corresponden a cinco orbitales d . El valor más bajo de n para un orbital d es 3. Como ÿ nunca puede ser mayor que n ÿ 1, cuando n = 3 y ÿ = 2 tenemos cinco orbitales 3d (3dxy, 3dyz, 3dxz , 3dx2 ÿy2 y 3dz 2 ), que se muestran en orientaciones la figura 7.21. de Como los orbitales en el caso d corresponden de los orbitales a lospdiferentes o bitales, las valores diferentes de mÿ, pero nuevamente no existe una correspondencia directa entre una orientación dada y un valor particular de mÿ . Todos los orbitales 3d en un átomo son idénticos en energía. Los orbitales d para los que n es mayor que 3 (4d, 5d, . . .) tienen formas similares. con X y 3dx2 – y2 con con X y 3dz2 X con y 3dxy X con y 3dxz X y 3dyz Figura 7.21 Diagramas de superficie límite de los cinco orbitales 3d. Aunque el orbital 3dz2 se ve diferente, es equivalente a los otros cuatro orbitales en todos los demás aspectos. Los orbitales d de números cuánticos principales más altos tienen formas similares. Machine Translated by Google 7.7 Orbitales atómicos Los orbitales que tienen mayor energía que los orbitales d se denominan f, g, . . . y así. la f Los orbitales son importantes para explicar el comportamiento de los elementos con números atómicos superiores a 57, pero sus formas son difíciles de representar. En química general, no nos interesan los 299 Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que puede tener dificultades con las características de los orbitales d. Acceda a su libro electrónico para orbitales que tienen valores ÿ mayores que 3 (los orbitales g y más allá). obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre Los ejemplos 7.8 y 7.9 ilustran el etiquetado de orbitales con números cuánticos y el cálculo del número total de orbitales asociados con un número cuántico principal dado. Ejemplo 7.8 Haz una lista de los valores de n, ÿ y mÿ para los orbitales en la subcapa 4d . Estrategia ¿Cuáles son las relaciones entre n, ÿ y mÿ? ¿Qué representan "4" y "d" en 4d? Solución Como vimos anteriormente, el número dado en la designación de la subcapa es el número cuántico principal, por lo que en este caso n = 4. La letra designa el tipo de orbital. Como estamos tratando con orbitales d , ÿ = 2. Los valores de mÿ pueden variar de ÿÿ a ÿ. Por lo tanto, mÿ puede ser ÿ2, ÿ1, 0, 1 o 2. Comprueba Los valores de n y ÿ están fijos para 4d, pero mÿ puede tener cualquiera de los cinco valores, que corresponden a los cinco orbitales d . Ejercicio de práctica Dé los valores de los números cuánticos asociados con los orbitales en la subcapa 3p . Problema similar: 7.53. Ejemplo 7.9 ¿Cuál es el número total de orbitales asociados con el número cuántico principal n = 3? Estrategia Para calcular el número total de orbitales para un valor n dado , primero debemos escribir los valores posibles de ÿ. Luego determinamos cuántos valores de mÿ están asociados con cada valor de ÿ. El número total de orbitales es igual a la suma de todos los valores de mÿ . Solución Para n = 3, los valores posibles de ÿ son 0, 1 y 2. Por lo tanto, hay un orbital 3s (n = 3, ÿ = 0 y mÿ = 0); hay tres orbitales 3p (n = 3, ÿ = 1 y mÿ = ÿ1, 0, 1); hay cinco orbitales 3d (n = 3, ÿ = 2 y mÿ = ÿ2, ÿ1, 0, 1, 2). El número total de orbitales es 1 + 3 + 5 = 9. Comprobar El número total de orbitales para un valor dado de n es n2 . Así que aquí tenemos 32 = 9. ¿Puede probar la validez de esta relación? Ejercicio de práctica ¿Cuál es el número total de orbitales asociados con el número cuántico principal n = 4? Problema similar: 7.56. Las energías de los orbitales Ahora que tenemos cierta comprensión de las formas y tamaños de los orbitales atómicos, estamos listos para investigar sus energías relativas y ver cómo los niveles de energía afectan la disposición real de los electrones en los átomos. De acuerdo con la Ecuación (7.5), la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno está determinada únicamente por su número cuántico principal. Por lo tanto, las energías de los orbitales de hidrógeno aumentan de la siguiente manera (Figura 7.22): 1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f < . . . este tema. Machine Translated by Google 300 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Figura 7.22 Niveles de energía orbital en el átomo de hidrógeno. Cada línea horizontal corta representa un orbital. orbitales con la misma número cuántico principal (n) todos tienen la misma energía. 4s 4p 4d 3s 3p 3d 4f 2s 2p 1s 5s 4d 4p 3d 4s 3s 2s 3p 2p 1s Figura 7.23 Niveles de energía orbital en un átomo de muchos electrones. Tenga en cuenta que el nivel de energía depende de los valores de n y ÿ. Aunque las distribuciones de densidad de electrones son diferentes en los orbitales 2s y 2p , el electrón 1s del hidrógeno tiene la misma energía ya sea en el orbital 2s o en el orbital 2p . 2s 2p 3s 3p El orbital 1s en un átomo de hidrógeno corresponde a la condición más estable, el estado fundamental. Un electrón que reside en este orbital está retenido con mayor fuerza por el núcleo porque está más cerca del 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p Figura 7.24 El orden en que se llenan las subcapas atómicas en un átomo de muchos electrones. Comience con el orbital 1s y muévase hacia abajo, siguiendo la dirección de las flechas. Así, el orden es el siguiente: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < . . . . núcleo. Un electrón en los orbitales 2s, 2p o superiores en un átomo de hidrógeno está en un estado excitado. El panorama energético es más complejo para los átomos de muchos electrones que para el hidrógeno. La energía de un electrón en tal átomo depende de su número cuántico de momento angular así como de su número cuántico principal (Figura 7.23). Para los átomos de muchos electrones, el nivel de energía 3d está muy cerca del nivel de energía 4s . La energía total de un átomo, sin embargo, depende no solo de la suma de las energías de los orbitales sino también de la energía de repulsión entre los electrones en estos orbitales (cada orbital puede acomodar hasta dos electrones, como veremos en la Sección 7.8). ). Resulta que la energía total de un átomo es menor cuando la subcapa 4s se llena antes que la subcapa 3d . La figura 7.24 muestra el orden en que se llenan los orbitales atómicos en un átomo de muchos electrones. Consideraremos ejemplos específicos en la Sección 7.8. Revisión de conceptos y hechos 7.7.1 ¿Por qué no es posible tener un orbital 2d , pero se permite un orbital 3d ? 7.7.2 ¿Cuáles son los valores de n, ÿ y mÿ para los orbitales en la subcapa 4p ? 7.7.3 ¿Cuántos orbitales hay en la subcapa 5f ? Machine Translated by Google 301 7.8 Configuración electrónica 7.8 Configuración electrónica Los cuatro números cuánticos n, ÿ, mÿ y ms nos permiten etiquetar completamente un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. En cierto sentido, podemos considerar el conjunto de cuatro números cuánticos como la "dirección" de un electrón en un átomo, de la misma manera que una dirección de calle, ciudad, estado y código postal especifican la dirección de un individuo. . Por ejemplo, los cuatro números cuánticos para un electrón orbital 2s son n = 2, ÿ = 0, mÿ = 0 y ms = ÿ1 +1 2 o 2 . Es un inconveniente escribir todos los números cuánticos individuales, por lo que usamos la notación simplificada (n, ÿ, mÿ, ms). Para el ejemplo anterior, los números cuánticos son (2, 0, 0, +1 2 ) o (2, 0, 0, ÿ1 2 ). El valor de ms no tiene efecto sobre la energía, el tamaño, la forma o la orientación de un orbital, pero determina cómo se organizan los electrones en un orbital. El ejemplo 7.10 muestra cómo se asignan los números cuánticos de un electrón en un orbital. Ejemplo 7.10 Escribe los cuatro números cuánticos de un electrón en un orbital 3p . Estrategia ¿Qué designan el “3” y la “p” en 3p? ¿Cuántos orbitales (valores de mÿ) hay en una subcapa 3p ? ¿Cuáles son los posibles valores del número cuántico de espín del electrón? Solución Para empezar, sabemos que el número cuántico principal n es 3 y el número cuántico de momento angular ÿ debe ser 1 (porque estamos tratando con un orbital p ). Para ÿ = 1, hay tres valores de mÿ dados por ÿ1, 0 y 1. Debido a que el electrón ÿ1 el número cuántico de espín ms puede ser +1 2 o 2 , concluimos que hay seis posibles formas de designar el electrón usando la notación (n, ÿ, mÿ, ms) : (3, 1, ÿ1, +1 2) (3, 1, ÿ1, ÿ1 2) (3, 1, 0, +1 2) (3, 1, 0, ÿ1 2) (3, 1, 1, +1 2) (3, 1, 1, ÿ1 2) Comprueba En estas seis designaciones vemos que los valores de n y ÿ son constantes, pero los valores de mÿ y ms pueden variar. Ejercicio de práctica Escriba los cuatro números cuánticos para un electrón en un orbital 4d . Problema similar: 7.54. El átomo de hidrógeno es un sistema particularmente simple porque contiene un solo electrón. El electrón puede residir en el orbital 1s (el estado fundamental) o puede encontrarse en Video Configuraciones electrónicas algún orbital de mayor energía (un estado excitado). Sin embargo, para los átomos de muchos electrones, debemos conocer la configuración electrónica del átomo, es decir, cómo se distribuyen los electrones entre los diversos orbitales atómicos, para comprender el comportamiento electrónico. Usaremos los primeros 10 elementos (hidrógeno a neón) para ilustrar las reglas para escribir configuraciones electrónicas para átomos en el estado fundamental. (La sección 7.9 1A 3A 4A 5A 6A 7A BCNOF Ne describirá cómo se pueden aplicar estas reglas al resto de los elementos de la tabla periódica). Para esta discusión, recuerde que el número de electrones en un átomo es igual a su número atómico Z. De la figura 7.22 sabemos que el electrón en un átomo de hidrógeno en estado fundamental debe 1 estar en el orbital 1s , por lo que su configuración electrónica es 1s: denota el número de electrones en el orbital o subnivel 1s1 denota el director denota el momento angular número cuántico m número cuántico 8A H 2A Li ser Él Machine Translated by Google 302 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos La configuración electrónica también se puede representar mediante un diagrama orbital que muestra el giro del electrón (consulte la figura 7.16): H 1s 1 Recuerde que la dirección del espín del electrón no tiene ningún efecto sobre la energía del electrón. La flecha hacia arriba denota uno de los dos posibles movimientos giratorios del electrón. (Alternativamente, podríamos haber representado el electrón con una flecha hacia abajo). La caja representa un orbital atómico. El principio de exclusión de Pauli Para átomos de muchos electrones usamos el principio de exclusión de Pauli† para determinar las configuraciones electrónicas. Este principio establece que dos electrones en un átomo no pueden tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. Si dos electrones en un átomo deben tener los mismos valores de n, ÿ y mÿ (es decir, estos dos electrones están en el mismo orbital atómico), entonces deben tener diferentes valores de ms. En otras palabras, solo dos electrones pueden ocupar el mismo orbital atómico y estos electrones deben tener espines opuestos. Considere el átomo de helio, que tiene dos electrones. Las tres formas posibles de colocar dos electrones en los 1 o bital son las siguientes: Él 1s2 1s2 1s2 (a) (B) (C) Los diagramas (a) y (b) están descartados por el principio de exclusión de Pauli. En (a), ambos electrones tienen el mismo espín ascendente y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0, +1 2); en (b), ambos electrones tienen espines hacia abajo y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0, ÿ1 2). Solo la configuración en (c) es físicamente aceptable, porque un electrón tiene los números cuánticos (1, 0, 0, +1 2) y el otro tiene (1, 0, 0, ÿ1 2). Así, el átomo de helio tiene la siguiente configuración: Se dice que los electrones que tienen espines opuestos están emparejados. En helio, ms2 =por +1 un electrón; ms = 2 Él ÿ1 para el otro. 1s2 Tenga en cuenta que 1s 2 se lee “uno es dos”, no “uno es cuadrado”. Diamagnetismo y Paramagnetismo El principio de exclusión de Pauli es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica. Se puede probar con una simple observación. Si los dos electrones en el orbital 1s de un átomo de helio tuvieran espines iguales o paralelos (ÿÿ o ÿÿ ), sus campos magnéticos netos se reforzarían mutuamente [Figura 7.25(a)]. Tal disposición haría que el gas helio fuera paramagnético. Las sustancias paramagnéticas son aquellas que contienen espines desapareados netos y son atraídas por un imán. Por otro lado, si los espines de los electrones están emparejados o son antiparalelos entre sí (ÿÿ o ÿÿ), los efectos magnéticos se anulan [Figura 7.25(b)]. Las sustancias diamagnéticas no contienen espines desapareados netos y son ligeramente repelidas por un imán. † Wolfgang Pauli (1900-1958). físico austriaco. Pauli, uno de los fundadores de la mecánica cuántica, recibió el Premio Nobel de Física en 1945. Machine Translated by Google 7.8 Configuración electrónica 303 Figura 7.25 Los espines (a) paralelo y (b) antiparalelo de dos electrones. En (a) los dos campos magnéticos se refuerzan mutuamente. norte norte norte S S S S norte (a) En (b) los dos campos magnéticos se anulan entre sí. (B) Las mediciones de las propiedades magnéticas proporcionan la evidencia más directa de las configuraciones electrónicas específicas de los elementos. Los avances en el diseño de instrumentos durante los últimos 30 años nos permiten determinar el número de electrones desapareados en un átomo (Figura 7.26). Por experimentación encontramos que el átomo de helio en su estado fundamental no tiene campo magnético neto. Por lo tanto, los dos electrones en el orbital 1s deben estar emparejados de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y el gas helio es diamagnético. Una regla útil a tener en cuenta es que cualquier átomo con un número Paramagnético sustancia impar de electrones siempre contendrá uno o más espines desapareados porque necesitamos un número par de electrones para completar el emparejamiento. Por otro lado, los átomos que contienen un número par de Electroimán electrones pueden o no contener espines desapareados. Veremos la razón de este comportamiento en breve. Como otro ejemplo, considere el átomo de litio (Z = 3), que tiene tres electrones. El tercer electrón no puede entrar en el orbital 1s porque inevitablemente tendría el mismo conjunto de cuatro números cuánticos que uno de los dos primeros electrones. Por lo tanto, este electrón “entra” en el siguiente orbital superior (energéticamente), que es el orbital 2s (ver 2 1 2s , y su Figura 7.23). La configuración electrónica del litio es 1s diagrama de orbitales es Figura 7.26 Inicialmente, la sustancia paramagnética se pesaba en una balanza en ausencia de un campo magnético. Cuando se enciende el electroimán, el equilibrio se compensa porque el tubo de muestra se introduce en el campo magnético. Conociendo la concentración y la masa adicional necesaria para restablecer el equilibrio, es posible calcular el número de electrones desapareados en la muestra. En el 1s 2 2s 1 El átomo de litio contiene un electrón desapareado y, por lo tanto, el metal de litio es paramagnético. 1s El efecto de protección en átomos de muchos electrones Experimentalmente encontramos que el orbital 2s se encuentra en un nivel de energía más bajo que el orbital 2p 2 1 2s y 1s en un átomo de muchos electrones. ¿Por qué? Al comparar las configuraciones electrónicas de 1s 2 2p1 , observamos que, en ambos casos, el orbital 1s se llena con dos electrones. La figura 7.27 muestra las gráficas de probabilidad radial para los orbitales 1s, 2s y 2p . Porque los 2s y 2p 2p 2s los orbitales son más grandes que el orbital 1s , un electrón en cualquiera de estos orbitales pasará más tiempo lejos del núcleo que un electrón en el orbital 1s . Por lo tanto, podemos hablar de un electrón 2s o 2p que está parcialmente "protegido" de la fuerza de atracción del núcleo por los electrones 1s . La consecuencia importante del efecto de blindaje es que reduce la atracción electrostática entre los protones en el núcleo y el electrón en el orbital 2s o 2p . Distancia desde el núcleo electrón 2s (ver el pequeño máximo para el orbital 2s en la figura 7.27). Por esta razón, se dice que el orbital 2s Figura 7.27 Gráficas de probabilidad radial (ver Figura 7.18) para los orbitales 1s, 2s y 2p. Los electrones 1s protegen eficazmente tanto a los electrones 2s como a los 2p del núcleo. El orbital 2s es más penetrante es más "penetrante" que el 2p . que el orbital 2p. La forma en que varía la densidad electrónica a medida que nos movemos desde el núcleo hacia afuera depende del tipo de orbital. Aunque un electrón 2s pasa la mayor parte de su tiempo (en promedio) un poco más lejos del núcleo que un electrón 2p , la densidad de electrones cerca del núcleo es en realidad mayor para el Machine Translated by Google 304 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos orbital. Por lo tanto, un electrón 2s está menos protegido por los electrones 1s y está retenido con más fuerza por el núcleo. De hecho, para el mismo número cuántico principal n, el poder de penetración disminuye a medida que aumenta el número cuántico de momento angular ÿ , o s > pag > re > f > . . . Debido a que la estabilidad de un electrón está determinada por la fuerza de su atracción hacia el núcleo, se deduce que un electrón 2s tendrá menos energía que un electrón 2p . Para decirlo de otra manera, se requiere menos energía para eliminar un electrón 2p que un electrón 2s , porque el núcleo no retiene con tanta fuerza un electrón 2p . El átomo de hidrógeno tiene un solo electrón y, por lo tanto, no tiene ese efecto de protección. Continuando con nuestra discusión de los átomos de los primeros 10 elementos, pasamos al berilo 22s 2 o , lio (Z = 4). La configuración electrónica del estado fundamental del berilio es 1s Ser 1s 2 2s 2 El berilio es diamagnético, como cabría esperar. 22s La configuración electrónica del boro (Z = 5) es 1s 2 2p1 , o B 2 1s 2 2s 2p1 Tenga en cuenta que el electrón desapareado puede estar en el orbital 2px, 2py o 2pz . La elección es completamente arbitraria porque los tres orbitales p son equivalentes en energía. Como muestra el diagrama, el boro es paramagnético. Regla de Hund 22s La configuración electrónica del carbono (Z = 6) es 1s 2 2p2 . Los siguientes son diferentes formas de distribuir dos electrones entre tres orbitales p : 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz (a) (B) (C) Ninguno de los tres arreglos viola el principio de exclusión de Pauli, por lo que debemos determinar cuál dará la mayor estabilidad. La respuesta la proporciona la regla de Hund,† que establece que la disposición más estable de los electrones en las subcapas es la que tiene el mayor número de espines paralelos. El arreglo mostrado en (c) satisface esta condición. Tanto en (a) como en (b) los dos giros se cancelan entre sí. Por tanto, el diagrama de orbitales del carbono es C 1s 2 2s 2 2p2 Cualitativamente, podemos entender por qué se prefiere (c) a (a). En (a), los dos electrones están en el mismo orbital 2px y su proximidad produce una repulsión mutua mayor que cuando ocupan dos orbitales separados, digamos 2px y 2py. La elección de (c) sobre (b) es más sutil pero puede justificarse por motivos teóricos. El hecho de que los átomos de carbono contengan dos electrones desapareados está de acuerdo con la regla de Hund. La configuración electrónica del nitrógeno (Z = 7) es 1s 22s 2 2p3 : norte 2 1s † 2 2s 2p3 Federico Hund (1896-1997). físico alemán. El trabajo de Hund fue principalmente en mecánica cuántica. También ayudó a desarrollar la teoría de los orbitales moleculares del enlace químico. Machine Translated by Google 7.8 Configuración electrónica 305 Nuevamente, la regla de Hund dicta que los tres electrones 2p tienen espines paralelos entre sí; el átomo de nitrógeno contiene tres electrones desapareados. 22s 2 2p4 . Un átomo de oxígeno tiene dos La configuración electrónica del oxígeno (Z = 8) es 1s electrones desapareados: EL 2 1s 2 2s 2p4 22s La configuración electrónica del flúor (Z = 9) es 1s 2 2p5 . Los nueve electrones son arreglado de la siguiente manera: F 1s 2 2s 2 2p5 El átomo de flúor tiene un electrón desapareado. En neón (Z = 10), la subcapa 2p está completamente llena. La configuración electrónica de 2 neón es 1s 2s 2 2p6 , y todos los electrones están emparejados, como sigue: Nació 2 1s 2 2s 2p6 El gas de neón debería ser diamagnético, y la observación experimental confirma esta predicción. Reglas generales para la asignación de electrones a los orbitales atómicos Con base en los ejemplos anteriores, podemos formular algunas reglas generales para determinar el número máximo de electrones que se pueden asignar a las diversas subcapas o bitales para un valor dado de n: 1. Cada capa o nivel principal del número cuántico n contiene n subcapas. Por ejemplo, si n = 2, entonces hay dos subcapas (dos valores de ÿ) de números cuánticos de momento angular 0 y 1. 2. Cada subcapa del número cuántico ÿ contiene (2ÿ + 1) orbitales. Por ejemplo, si ÿ = 1, entonces hay tres orbitales p . 3. No se pueden colocar más de dos electrones en cada orbital. Por lo tanto, el número máximo de electrones es simplemente el doble del número de orbitales que se emplean. puede tener dificultades para comprender las 4. Una forma rápida de determinar el número máximo de electrones que puede tener un átomo en un nivel principal n es usar la fórmula 2n2 Punto caliente para estudiantes Los datos de los estudiantes indican que configuraciones electrónicas. Acceda a su libro . electrónico para obtener recursos de aprendizaje adicionales sobre este tema. Los ejemplos 7.11 y 7.12 ilustran el procedimiento para calcular el número de elec trones en orbitales y etiquetar electrones con los cuatro números cuánticos. Ejemplo 7.11 ¿Cuál es el número máximo de electrones que pueden estar presentes en el nivel principal para el cual n = 3? Estrategia Nos dan el número cuántico principal (n) para que podamos determinar todos los valores posibles del número cuántico del momento angular (ÿ). La regla anterior muestra que el número de orbitales para cada valor de ÿ es (2ÿ + 1). Por lo tanto, podemos determinar el número total de orbitales. ¿Cuántos electrones puede acomodar cada orbital? (Continuado) Machine Translated by Google 306 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Solución Cuando n = 3, ÿ = 0, 1 y 2. El número de orbitales para cada valor de ÿ viene dado por Número de orbitales Valor de ÿ (2ÿ + 1) 0 1 1 3 2 5 El número total de orbitales es nueve. Debido a que cada orbital puede acomodar dos electrones, la cantidad máxima de electrones que pueden residir en los orbitales es 2 × 9, o 18. Comprobación Si usamos la fórmula (n2 ) en el ejemplo 7.8, encontramos que el número total de orbitales es 32 y el número total de electrones es 2(32 ) o 18. En general, el número de electrones en un nivel de energía principal . dado n es 2n2 Ejercicio de práctica Calcular el número total de electrones que pueden estar presentes en el nivel principal para el que n = 4. Problemas similares: 7.64, 7.65. Ejemplo 7.12 Un átomo de oxígeno tiene un total de ocho electrones. Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de los ocho electrones en el estado fundamental. Estrategia Empezamos con n = 1 y procedemos a llenar los orbitales en el orden que se muestra en la figura 7.24. Para cada valor de n determinamos los posibles valores de ÿ. Para cada valor de ÿ, asignamos los posibles valores de mÿ. Podemos colocar electrones en los orbitales de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Solución Empezamos con n = 1, entonces ÿ = 0, una subcapa correspondiente al orbital 1s . Este orbital puede acomodar un total de dos electrones. A continuación, n = 2 y ÿ puede ser 0 o 1. La subcapa ÿ = 0 contiene un orbital 2s , que puede acomodar dos electrones. Los cuatro electrones restantes se colocan en la subcapa ÿ = 1, que contiene tres orbitales 2p . El diagrama de orbitales es EL 2 1s 2 2s 2p4 Los resultados son resumidos en la siguiente tabla: Electrón norte ÿ mÿ Sra Orbital +12 ÿ1 1s +12 ÿ1 2s 1 1 0 0 2 1 0 0 3 2 0 0 4 2 0 0 2 1 ÿ1 56 2 1 0 7 2 1 1 8 2 1 1 2 2 +12 ÿ1 2 +12 ÿ1 2px, 2py, 2pz 2 Por supuesto, la ubicación del octavo electrón en el orbital denominado mÿ = 1 es completamente arbitraria. Sería igualmente correcto asignarlo a mÿ = 0 o mÿ = ÿ1. Ejercicio de práctica Escriba un conjunto completo de números cuánticos para cada uno de los electrones en el boro (B). Problema similar: 7.91. Machine Translated by Google 7.9 El principio de edificación 307 En este punto, resumamos lo que nuestro examen de los primeros 10 elementos ha revelado sobre las configuraciones electrónicas del estado fundamental y las propiedades de los electrones en los átomos: 1. Dos electrones en el mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Esta es el principio de exclusión de Pauli. 2. Cada orbital puede estar ocupado por un máximo de dos electrones. Deben tener op espines positivos, o diferentes números cuánticos de espín de electrones. 3. La disposición más estable de electrones en una subcapa es la que tiene la gran número est de giros paralelos. Esta es la regla de Hund. 4. Los átomos en los que uno o más electrones están desapareados son paramagnéticos. Átomos en que todos los espines de electrones están emparejados son diamagnéticos. 5. En un átomo de hidrógeno, la energía del electrón depende únicamente de su número cuántico principal n. En un átomo de muchos electrones, la energía de un electrón depende tanto de n como de su número cuántico de momento angular ÿ. 6. En un átomo de muchos electrones, las subcapas se llenan en el orden que se muestra en la figura 7.24. 7. Para electrones del mismo número cuántico principal, su poder de penetración, o proximidad al núcleo, decrece en el orden s > p > d > f. Esto significa que, por ejemplo, se requiere más energía para separar un electrón 3s de un átomo de muchos electrones que para separar un electrón 3p . Revisión de conceptos y hechos 7.8.1 La configuración electrónica del estado fundamental de un átomo es 1s 22s 2 2p6 3s 2 3p3 . ¿Cuál de los cuatro números cuánticos sería el mismo para los tres 3p electrones? 7.8.2 Determine el número máximo de electrones que se pueden encontrar en el subcapa 5d . 7.8.3 Identifique el error en cada uno de los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, ÿ, mÿ, ms): (a) 2, 0, ÿ1, +1 2; (b) 3, 3, 1, ÿ1 2; c) 2, 1, 1, 0. 7.9 El principio de edificación Aquí extenderemos las reglas usadas para escribir configuraciones electrónicas para los primeros 10 elementos al resto de los elementos. Este proceso se basa en el principio de Aufbau. El principio de Aufbau dicta que a medida que se agregan protones uno por uno al núcleo para construir los elementos, los electrones se agregan de manera La palabra alemana Aufbau significa “construir”. similar a los orbitales atómicos. A través de este proceso obtenemos un conocimiento detallado de las configuraciones electrónicas del estado fundamental de los elementos. Como veremos más adelante, el conocimiento de las configuraciones electrónicas nos ayuda a comprender y predecir las propiedades de los elementos; también explica por qué la tabla periódica funciona tan bien. La tabla 7.3 da las configuraciones electrónicas del estado fundamental de los elementos desde H (Z = 1) a 1A 8A 2A 3A 4A 5A 6A 7A Él Nació través de los elementos nombrados hasta Og (Z = 118). Las configuraciones electrónicas de todos los elementos, Con excepto el hidrógeno y el helio, están representadas por un núcleo de gas noble, que muestra entre paréntesis el kr elemento de gas noble que más se acerca al elemento que se está considerando. Rn Carro seguido del símbolo de las subcapas más llenas en las capas más externas. Observe que las configuraciones electrónicas de las subcapas más llenas en las capas más externas para los elementos sodio (Z = 11) a argón (Z = 18) siguen un patrón similar a las del litio (Z = 3) a neón (Z = 10) . Como se mencionó en la Sección 7.7, la subcapa 4s se llena antes que la subcapa 3d en un átomo de muchos electrones (ver Figura 7.24). Así, la configuración electrónica del potasio Los gases nobles. Machine Translated by Google 308 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Tabla 7.3 Las configuraciones electrónicas del estado fundamental de los elementos* Atómico Electrón Atómico Electrón Atómico Electrón Número Símbolo Configuración Número Símbolo Configuración Número Símbolo Configuración 1 1 H1s 2 Él 2 1s 3 En el [Él] 2s 4 Ser [Él] 2s 5 B 6 C 7 N [Él]2s 41 1 2 Nótese bien 42 Mes [Kr] 5s 43 tc 2 [Kr] 5 s 1 4d4 81 TL [Vehículo]6s 4f 145d106p1 1 4d5 82 Pb [Vehículo]6s 4f 145d106p2 [Kr] 5 s 2 4d5 83 Con un [Vehículo]6s 4f 145d106p3 [Vehículo]6s 4f 145d106p4 1 2 2 2 44 ru [Kr] 5 s 4d7 84 Correos [Él] 2s 2 2p1 45 Rh [Kr] 5 s 1 4d8 85 En [Vehículo]6s 4f 145d106p5 [Él] 2s 2 2p2 46 PD [Kr] 4d10 1 86 Rn [Vehículo]6s 4f 145d106p6 2 2p3 47 Agricultura [Kr] 5 s 4d10 87 fr [Rn]7s 2 2 1 2 8 EL [Él] 2s 2 2p4 48 CD [Kr] 5 s 2 4d10 88 Fuera [Rn]7s 9 F [Él] 2s 2 2p5 49 En [Kr] 5 s 2 4d105p1 89 Y [Rn]7s 2 6d1 10 Nació [Él] 2s 2 2p6 50 sn [Kr] 5 s 2 4d105p2 90 el [Rn]7s 2 6d2 11 Sobre 51 Sb [Kr] 5 s 2 4d105p3 91 Bien [Rn]7s 52 En [Kr] 5 s 2 4d105p4 92 U[Rn]7s [Ne]3s 1 2 2 12 Mg[Ne]3s 13 Al [Ne]3s 2 3p1 53 I [Kr] 5 s 2 4d105p5 93 P.ej [Rn]7s 14 Y [Ne]3s 2 3p2 54 Carro [Kr] 5 s 2 4d105p6 94 Pudo [Rn]7s [Ne]3s 2 3p3 55 cs [Vehículo]6s 95 Soy [Rn]7s 15 PAGS dieciséis 17 S [Ne]3s 2 3p4 56 cl [Ne]3s 2 3p5 57 18 Con [Ne]3s 19 A [Ar] 4s 20 Ese 21 Carolina del Sur 22 Ustedes 23 [Ar] 4s 2 3p6 1 2 Licenciado en Letras La [Vehículo]6s 96 Cm [Rn]7s [Vehículo]6s2 5d1 97 negro 2 58 Esta 1 4f [Vehículo]6s 5d1 59 PR [Vehículo]6s 4f 60 [Ar] 4s 2 3d1 1 2 61 Dakota del Norte PM [Vehículo]6s 62 Sm [Vehículo]6s 2 3d3 63 I 24 cr [Ar] 4s 1 3d5 25 Manganeso [Ar]4s 2 3d5 26 Fe [Ar] 4s 2 3d6 27 Qué [Ar] 4s 28 3 2 4 2 5 2 6 2 7 [Vehículo]6s 4f [Ar] 4s 2 3d2 V [Ar] 4s 2 4f 4f [Vehículo]6s 4f 2 64 Di-s 7 4f [Vehículo]6s 5d1 sesenta y cinco también [Vehículo]6s 4f 2 9 2 10 2 11 2 12 2 13 2 14 66 dos [Vehículo]6s 4f 3d7 67 Ho [Vehículo]6s 4f Ni [Ar] 4s 2 3d8 68 Es [Vehículo]6s 4f 29 Con [Ar] 4s 1 3d10 69 Tm [Vehículo]6s 30 zinc [Ar] 4s 2 3d10 70 Yb [Vehículo]6s 4f 31 Georgia [Ar] 4s 2 3d104p1 71 Lu [Vehículo]6s 4f 145d1 32 Dar [Ar] 4s 2 3d104p2 72 H.f. [Vehículo]6s 4f 145d2 33 Como [Ar] 4s 2 3d104p3 73 34 Se [Ar] 4s 2 3d104p4 74 W [Vehículo]6s 35 hermano [Ar] 4s 2 3d104p5 75 Re 36 kr [Ar] 4s 2 3d104p6 76 Ustedes 37 Rb [Kr] 5 s 77 ir 38 señor 78 por [Vehículo]6s 4f 145d9 39 Y [Kr] 5s 2 4d1 79 En [Vehículo]6s 4f 145d10 40 Zr [Kr] 5 s 2 4d2 80 Hg [Vehículo]6s 4f 145d10 [Kr] 5 s 2 1 2 *El símbolo [He] se llama núcleo de helio y representa 1s y [Ne]3s2 3p6 . [Kr] se denomina núcleo de criptón y representa [Ar]4s 2 representar [Vehículo]6s 4f 145d106p6 . 2 4f 2 2 Ejército de reserva 99 Es [Rn]7s [Vehículo]6s 4f 145d3 2 4f 145d4 2 [Vehículo]6s 4f 145d5 2 [Vehículo]6s 4f 145d6 2 [Vehículo]6s 4f 145d7 1 FM [Rn]7s No [Rn]7s 103 Lr [Rn]7s DB [Rn]7s [Rn]7s 106 sg [Rn]7s 107 bh [Rn]7s 108 Hs [Rn]7s 109 Monte [Rn]7s 110 Ds [Rn]7s 111 Rg [Rn]7s 112 cn [Rn]7s 113 PEQUEÑA 114 Florida [Rn]7s [Rn]7s Mc [Rn]7s 116 Lv [Rn]7s 117 ts [Rn]7s Y 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 115 118 2 2 MD [Rn]7s radiofrecuencia 2 2 102 105 2 [Rn]7s [Rn]7s 104 2 2 Cf. 101 2 2 98 100 2 [Rn]7s 2 2 2 5f 2 6d1 5f 3 6d1 5f 4 6d1 5f 5f 6 7 5f 7 6d1 5f 5f 5f 5f 5f 5f 9 10 11 12 13 14 5f 146d1 5f 146d2 5f 146d3 5f 146d4 5f 146d5 5f 146d6 5f 146d7 5f 146d8 5f 146d9 5f 146d10 5f 146d107p1 5f 146d107p2 5f 146d107p3 5f 146d107p4 5f 146d107p5 5f 146d107p6 1 2 . [Ne] se llama núcleo de neón y representa 1s 2 2 2p6 . [Ar] se llama núcleo de argón y representa 2s 2 3d104p6 . [Xe] se denomina núcleo de xenón y representa [Kr]5s 2 4d105p6 . [Rn] se denomina núcleo de radón Machine Translated by Google 7.9 El principio de edificación (Z = 19) es 1s 22s 1 2 2p6 3s2 3p6 4s . porque 1s 22s 2 2p6 3s2 3p6 es la configuración electrónica 1 , de argón, podemos simplificar la configuración electrónica del potasio escribiendo [Ar]4s donde [Ar] denota el "núcleo de argón". De manera similar, podemos escribir la configuración electrónica 2. del calcio (Z = 20) como [Ar]4s La ubicación del electrón más externo en el El orbital 4s (en lugar del orbital 3d ) del potasio está fuertemente respaldado por evidencia experimental. La siguiente comparación también sugiere que esta es la configuración correcta. La química del potasio es muy similar a la del litio y el sodio, los dos primeros metales alcalinos. El electrón más externo tanto del litio como del sodio está en un orbital s (no hay ambigüedad en la asignación de sus configuraciones electrónicas); por lo tanto, esperamos que el último electrón del potasio ocupe el orbital 4s en lugar del orbital 3d . Los elementos desde el escandio (Z = 21) hasta el cobre (Z = 29) son metales de transición. Los metales de transición tienen subcapas d incompletamente llenas o fácilmente dan lugar a cationes 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B que tienen subcapas d incompletamente llenas. Considere la primera serie de metales de transición, desde el escandio hasta el cobre. En esta serie, se colocan electrones adicionales en los orbitales 3d , de acuerdo con la regla de Hund. Sin embargo, hay dos irregularidades. El 1 3d5 y no [Ar]4s 2 3d4 , Como nosotros la configuración electrónica del cromo (Z = 24) es [Ar]4s podría esperar. Se observa una ruptura similar en el patrón para el cobre, cuyo electrón 1 3d10 en lugar 2 de [Ar]4s 3d9 . la configuración es [Ar]4s La razón de estas irregularidades es que se asocia una estabilidad ligeramente mayor con las subcapas medio llenas (3d5 ) y completamente llenas (3d10) . Los electrones en la misma subcapa (en este caso, los orbitales d ) tienen la misma energía pero diferentes distribuciones espaciales. En consecuencia, su protección entre sí es relativamente pequeña y los electrones son atraídos más fuertemente por el núcleo cuando tienen la configuración 3d5 . De acuerdo con la regla de Hund, el diagrama orbital para Cr es Cr [Ar] 4s 1 3d5 Por lo tanto, Cr tiene un total de seis electrones desapareados. El diagrama orbital del cobre es con [Ar] 4s 1 3d10 Una vez más, en este caso se gana estabilidad adicional al tener la subcapa 3d completamente llena. En general, las subcapas llenas a la mitad y completamente llenas tienen una estabilidad adicional. Para los elementos Zn (Z = 30) a Kr (Z = 36), las subcapas 4s y 4p se llenan de manera sencilla. Con rubidio (Z = 37), los electrones comienzan a entrar en el nivel de energía n = 5. Las configuraciones electrónicas en la segunda serie de metales de transición [itrio (Z = 39) a plata (Z = 47)] también son irregulares, pero aquí no nos ocuparemos de los detalles. El sexto período de la tabla periódica comienza con cesio (Z = 55) y bario (Z = 56), cuyas configuraciones electrónicas son [Xe]6s 1 y [Xe]6s 2 , respectivamente. Luego llegamos al lantano (Z = 57). De la figura 7.24 esperaríamos que después de llenar el orbital 6s colocaríamos los electrones adicionales en los orbitales 4f . En realidad, las energías de los orbitales 5d y 4f están muy cerca; de hecho, para el lantano 4f es ligeramente 2 5d1 mayor en energía que 5d. Por lo tanto, la configuración electrónica del lantano es [Xe]6s 2 1. y no [Xe]6s 4f Después del lantano están los 14 elementos conocidos como lantánidos, o series de tierras raras [cerio (Z = 58) a lutecio (Z = 71)]. Los metales de tierras raras tienen subcapas 4f completamente llenas o fácilmente dan lugar a cationes que tienen subcapas 4f incompletamente llenas. En esta serie, los electrones agregados se colocan en orbitales 4f . Después Los metales de transición. 309 Machine Translated by Google Machine Translated by Google el tamaño del punto cuántico porque eso cambia el volumen dentro del cual están confinados los electrones. Este fenómeno se debe al comportamiento ondulatorio de los electrones y es análogo a cambiar el tono (frecuencia) del sonido producido al tocar una cuerda de guitarra (ver Figura 7.12) presionando contra el mástil del instrumento, acortando efectivamente la cuerda. La capacidad de regular la energía de la luz emitida por un punto cuántico es bastante notable, ya que permite generar el espectro visible usando una sola sustancia química simplemente variando el diámetro de los puntos cuánticos en un rango de unos pocos nanómetros Además de ilustrar el comportamiento cuántico de la materia y permitir que ese comportamiento se estudie a escala nanométrica (a diferencia de la escala de picómetros a nivel atómico), los puntos cuánticos ofrecen una gran promesa para generar aplicaciones importantes en los campos de la tecnología y la medicina. Al igual que los materiales semiconductores a granel, los puntos cuánticos pueden Una micrografía de luz que muestra la fluorescencia de los puntos cuánticos funcionar como LED (diodos emisores de luz), pero a diferencia de estos en un protozoo, utilizada para estudiar el movimiento de las nanopartículas a materiales a granel, los puntos cuánticos emiten luz simétricamente en lo largo de la cadena alimentaria y su potencial de acumulación a través de la bioconcentración. rangos muy estrechos. Al combinar tres puntos cuánticos que emiten luz Fuente: NIST de colores apropiados, es posible crear dispositivos que producen luz blanca a costos de energía mucho más bajos que los requeridos por las bombillas incandescentes o incluso las bombillas fluorescentes, que En la imagen, estos puntos cuánticos modificados tienen el potencial conllevan una preocupación ambiental adicional porque contienen adicional de actuar terapéuticamente, ya sea incorporándose a las mercurio. Los puntos cuánticos también se pueden utilizar para etiquetar células cancerosas más permeables y destruyéndolas, o uniendo un tejido biológico. Además de ofrecer la ventaja de una mayor estabilidad agente antitumoral conocido al punto cuántico. Otras posibles sobre los tintes biológicos tradicionales, la superficie de los puntos aplicaciones de los puntos cuánticos incluyen la computación cuántica y cuánticos se puede modificar químicamente para atacar ciertas células, las células fotovoltaicas para la recolección de energía solar. como las células cancerosas. Además de permitir que los tumores 1s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s 6d 7p Figura 7.28 Clasificación de grupos de elementos en la tabla periódica según el tipo de subcapa que se llena con electrones. 4f 5f 311 Machine Translated by Google 312 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Ejemplo 7.13 1A 8A 2A 3A 4A 5A 6A 7A S 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B Escriba las configuraciones electrónicas del estado fundamental para (a) azufre (S) y (b) paladio (Pd), que es diamagnético. PD (a) Estrategia ¿Cuántos electrones hay en el átomo S (Z = 16)? Empezamos con n = 1 y procedemos a llenar los orbitales en el orden que se muestra en la figura 7.24. Para cada valor de ÿ, asignamos los posibles valores de mÿ. Podemos colocar electrones en los orbitales de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund y luego escribir la configuración electrónica. La tarea se simplifica si usamos el núcleo de gas noble que precede a S para los electrones internos. Solución El azufre tiene 16 electrones. El núcleo de gas noble en este caso es [Ne]. (Ne es el gas noble 2 2s 2la2p6 6 electrones parala . Esto nos en el período que precede al azufre.) [Ne] representa que 1s llena subcapa 3s ydeja llena parcialmente subcapa 3p . Por lo tanto, la configuración electrónica de S es 2 2p6 3s 2 3p4 o [Ne]3s 2 3p4 . 2 1s 2s (b) Estrategia Usamos el mismo enfoque que en (a). ¿Qué significa decir que Pd es un elemento diamagnético? Solución El paladio tiene 46 electrones. El núcleo de gas noble en este caso es [Kr]. (Kr es el gas noble en el período que precede al paladio.) [Kr] representa 2 1s 2s 2 2p6 3s 2 3p6 4s 2 3d104p6 Los 10 electrones restantes se distribuyen entre los orbitales 4d y 5s . Las tres opciones son (1) 4d10, 1 2 . Como , y (3) (2) 4d9 5s están emparejados y su 4d8 configuración 5s electrónica ser el paladiodebe es diamagnético, todos los electrones 2 1s 2s 2 2p6 3s 2 3p6 4s 2 3d104p6 4d10 o simplemente [Kr]4d10. Las configuraciones en (2) y (3) representan ambas paramagnéticas elementos. Comprueba Para confirmar la respuesta, escribe los diagramas orbitales para (1), (2) y (3). Ejercicio de práctica Escriba la configuración electrónica del estado fundamental para el fósforo (P). Problemas similares: 7.87, 7.88. Revisión de conceptos y hechos 7.9.1 ¿Qué elemento está representado por el siguiente electrón en estado fundamental 2 2p6 3s 2 3p5 ? configuración: 1s 2 2s 7.9.2 Identifique de estado el fundamental elemento que2 tiene 3d6 . el configuración: siguiente electrón [Ar]4s 7.9.3 Escriba la configuración electrónica para un átomo de Zr. Objetivos de aprendizaje ÿ Resumir las propiedades de las ondas, incluida la longitud de onda, la frecuencia y la amplitud. (Sección 7.1) ÿ Interconvertir longitud de onda y frecuencia conociendo la constante de velocidad de la luz. (Sección 7.1) ÿ Categorizar ejemplos del espectro electromagnético con respecto a la longitud de onda y el tipo de radiación. (Sección 7.1) ÿ Evaluar las bases de la teoría cuántica según el trabajo de Planck. (Sección 7.1) ÿ Describir el efecto fotoeléctrico y el uso de la ecuación de Planck para explicar el fenómeno. (Sección 7.2) ÿ Generalizar el modelo de Bohr del átomo de hidrógeno y cómo explica los espectros de emisión atómica en el hidrógeno. (Sección 7.3) ÿ Evaluar la importancia de la ecuación de onda de De Broglie con respecto a la naturaleza dual del electrón. (Sección 7.4) Machine Translated by Google Resumen de conceptos y hechos 313 ÿ Explicar la relevancia del principio de incertidumbre de Heisenberg. (Sección 7.5) ÿ Valorar cómo la densidad electrónica define la forma de los orbitales atómicos. (Sección 7.5) ÿ Reconocer el significado de los cuatro números cuánticos necesarios para describir un electrón en un átomo. (Sección 7.6) ÿ Usar reglas de números cuánticos para determinar los valores permitidos para cada número cuántico. (Sección 7.6) ÿ Distinguir la base de los orbitales atómicos y cómo se corresponden con los números cuánticos. (Sección 7.7) ÿ Comparar la disposición de los orbitales atómicos por niveles de energía en átomos multielectrónicos. (Sección 7.7) ÿ Aplicar el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund para determinar configuraciones electrónicas y dibujar electrones diagramas de orbitales (Sección 7.8) ÿ Construir configuraciones electrónicas de átomos utilizando el principio de Aufbau. (Sección 7.9) ÿ Demostrar el uso de la tabla periódica para escribir configuraciones electrónicas de átomos. (Sección 7.9) ecuaciones clave u = ÿv (7.1) Relacionar la velocidad de una onda con su longitud de onda y frecuencia. E = hv (7.2) Relacionar la energía de un cuanto (y de un fotón) con la frecuencia. C mi = h ÿ (7.3) Relacionar la energía de un cuanto (y de un fotón) con la longitud de onda. hv = KE + W (7.4) El efecto fotoeléctrico. Energía de un electrón en el estado n en un átomo de hidrógeno. En = HRH ( 1 n2) (7.5) ÿE 1 ÿ = hÿ = RH ( 1 2 ni nf2) (7.6) Energía de un fotón absorbida o emitida cuando el electrón experimenta una transición del nivel ni al nivel nf . h ÿ= mu (7.8) Relacionar la longitud de onda de una partícula con su masa m y su velocidad u. h ÿxÿp ÿ 4ÿ (7.9) Cálculo de la incertidumbre en la posición o en el momento de una partícula. Resumen de conceptos y hechos 1. La teoría cuántica desarrollada por Planck explica con éxito la emisión de radiación por los sólidos calentados. La teoría cuántica establece que los átomos y las moléculas emiten energía radiante en pequeñas cantidades discretas (cuantos), en lugar de en un rango continuo. Este comportamiento se rige por la relación E = hÿ, donde E es la energía de la radiación, h es la constante de Planck y ÿ es la frecuencia de la radiación. La energía siempre se emite en múltiplos enteros de hÿ (1 hÿ, 2 hÿ, 3 hÿ, . . . ). 2. Utilizando la teoría cuántica, Einstein resolvió otro misterio de la física: el efecto fotoeléctrico. Einstein propuso que la luz puede comportarse como una corriente de partículas (fotones). 3. El espectro de líneas del hidrógeno, otro misterio más para los físicos del siglo XIX, también se explicaba aplicando la teoría cuántica. Bohr desarrolló un modelo del átomo de hidrógeno en el que la energía de su único electrón está cuantificada, limitada a ciertos valores de energía determinados por un número entero, el número cuántico principal. 4. Se dice que un electrón en su estado de energía más estable está en el estado fundamental, y un electrón en un nivel de energía más alto que su estado más estable se dice que está en un estado excitado. En el modelo de Bohr, un electrón emite un fotón cuando cae de un estado de mayor energía (un estado excitado) a un estado de menor energía (el estado fundamental u otro estado menos excitado). La liberación de cantidades específicas de energía en forma de fotones explica las líneas en el espectro de emisión de hidrógeno. 5. De Broglie extendió la descripción onda-partícula de la luz de Einstein a toda la materia en movimiento. La longitud de onda de una partícula en movimiento de masa m y velocidad u viene dada por la ecuación de de Broglie ÿ = h/ mu. 6. La ecuación de Schrödinger describe los movimientos y las energías de las partículas submicroscópicas. Esta ecuación lanzó la mecánica cuántica y una nueva era en la física. Machine Translated by Google 314 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos pares de lóbulos están dispuestos en ángulo recto entre sí. 7. La ecuación de Schrödinger nos dice los posibles estados de energía del electrón en un átomo de hidrógeno y la probabilidad Comenzando con n = 3, hay cinco orbitales d , con formas y de su ubicación en una región particular que rodea al núcleo. orientaciones más complejas. Estos resultados se pueden aplicar con razonable precisión a 11. La energía del electrón en un átomo de hidrógeno está determinada átomos de muchos electrones. únicamente por su número cuántico principal. En los átomos 8. Un orbital atómico es una función (ÿ) que define la distribución de multielectrónicos, el número cuántico principal y el número cuántico la densidad electrónica (ÿ2 ) en el espacio. Los orbitales se del momento angular juntos determinan la energía de un electrón. representan mediante diagramas de densidad de electrones o diagramas de superficie límite. 12. Dos electrones en el mismo átomo no pueden tener los mismos 9. Cuatro números cuánticos caracterizan cada electrón en un átomo: cuatro números cuánticos (principio de exclusión de Pauli). el número cuántico principal n identifica el nivel de energía 13. La disposición más estable de electrones en una subcapa es la que principal, o capa, del orbital; el número cuántico de momento tiene el mayor número de espines paralelos (regla de Hund). Los angular ÿ indica la forma del orbital; el número cuántico magnético átomos con uno o más espines de electrones desapareados son mÿ especifica la orientación del orbital en el espacio; y el número paramagnéticos. Los átomos en los que todos los electrones están cuántico de espín del electrón ms indica la dirección del espín del electrón sobre su propio eje. emparejados son diamagnéticos. 14. El principio de Aufbau proporciona la pauta para construir los elementos. La tabla periódica clasifica los elementos según sus 10. El orbital s único para cada nivel de energía es esférico y está números atómicos y así también por las configuraciones centrado en el núcleo. Los tres orbitales p presentes en n = 2 y electrónicas de sus átomos. superiores; cada uno tiene dos lóbulos, y el Palabras clave Serie de actínidos, pág. 310 Onda electromagnética, pág. 277 Regla de Hund, pág. 304 Principio de exclusión de Pauli, pág. 302 Amplitud, pág. 276 Configuración electrónica, pág. 301 Serie de lantánidos (tierras Efecto fotoeléctrico, pág. 279 Orbital atómico, pág. 294 Densidad electrónica, pág. 294 raras), pág. 309 Fotón, pág. 279 Principio de estructura, pág. 307 Espectros de emisión, pág. 282 Espectros de línea, pág. 282 cuánto, pág. 278 Diagrama de superficie Estado (o nivel) de excitación, pág. 284 Átomos límite, pág. 298 Frecuencia (ÿ), pág. 276 Números cuánticos, pág. 294 multielectrónicos, pág. 294 Serie de tierras raras, pág. 309 Diamagnético, pág. 302 Estado fundamental (o nivel), pág. 284 Núcleo de gas noble, pág. 307 Metales de transición, pág. 309 Radiación Principio de incertidumbre de Nodo, página 287 Onda, pág. 276 Paramagnético, pág. 302 Longitud de onda (ÿ), pág. 276 electromagnética, pág. 277 Heisenberg, pág. 292 Preguntas y problemas Problemas numerados en rojo resueltos en Student Solutions Manual 7.6 Dé dos ejemplos cotidianos que ilustren el concepto de cuantización. 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica Preguntas de revisión 7.1 ¿Qué es una ola? Explique los siguientes términos asociados Problemas 7.7 con las ondas: longitud de onda, frecuencia, amplitud. (a) ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) de la luz que tiene una frecuencia de 8,6 × 1013 Hz? (b) ¿Cuál es la frecuencia 7.2 ¿Cuáles son las unidades de longitud de onda y frecuencia de las (en Hz) de la luz que tiene una longitud de onda de 566 nm? ondas electromagnéticas? ¿Cuál es la velocidad de la luz en metros por segundo y millas por hora? 7.3 7.8 onda de 456 nm? (b) ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) de con la radiación que tiene la longitud de onda más larga y la radiación que tiene una frecuencia de 2,45 × 109 Hz? terminando con la radiación que tiene la longitud de onda más (Este es el tipo de radiación que se usa en los hornos de microondas). corta. 7.4 7.5 (a) ¿Cuál es la frecuencia de la luz que tiene una longitud de Enumere los tipos de radiación electromagnética, comenzando Dé los valores de longitud de onda alta y baja que definen la 7.9 La distancia promedio entre Marte y la Tierra es de región visible del espectro electromagnético. aproximadamente 1.3 × 108 millas. ¿Cuánto tardarían en Explique brevemente la teoría cuántica de Planck y explique llegar a la Tierra las imágenes de televisión transmitidas desde el vehículo espacial Viking en la superficie marciana? (1 milla qué es un cuanto. ¿Cuáles son las unidades de la constante de Planck? = 1,61 km) Machine Translated by Google Preguntas y problemas 7.10 ¿Cuántos minutos tardaría una onda de radio en viajar desde el planeta 315 7.20 Una forma particular de radiación electromagnética tiene una frecuencia Venus hasta la Tierra? (La distancia promedio de Venus a la de 8.11 × 1014 Hz. (a) ¿Cuál es su longitud de onda en Tierra es de 28 millones de millas). nanómetros? en metros? (b) ¿A qué región del espectro electromagnético lo asignaría? (c) ¿Cuál es la energía (en julios) 7.11 La unidad de tiempo del SI es el segundo, que se define como de un cuanto de esta radiación? 9.192.631.770 ciclos de radiación asociados a un determinado proceso de emisión en el átomo de cesio. Calcule la longitud de onda de esta radiación (con tres cifras 7.21 La función de trabajo del potasio es 3,68 × 10ÿ19 J. (a) ¿Cuál es la significativas). ¿En qué región del espectro electromagnético se frecuencia mínima de luz necesaria para expulsar electrones del encuentra esta longitud de onda? metal? (b) Calcule la energía cinética de los electrones expulsados cuando se usa luz de frecuencia igual a 8.62 × 1014 sÿ1 para 7.12 La unidad SI de longitud es el metro, que se define como la longitud igual a 1.650.763,73 longitudes de onda de la luz emitida por una irradiación. determinada transición de energía en los átomos de criptón. Calcule la frecuencia de la luz con tres cifras significativas. 7.22 Cuando luz de frecuencia igual a 2.11 × 1015 sÿ1 brilla sobre la superficie del metal dorado, se encuentra que la energía cinética de los electrones expulsados es de 5.83 × 10ÿ19 J. ¿Cuál es la función de trabajo del oro? 7.2 El efecto fotoeléctrico Preguntas de revisión 7.3 Teoría del átomo de hidrógeno de Bohr 7.13 ¿Qué son los fotones? ¿Qué papel desempeñó la explicación de Preguntas de revisión Einstein del efecto fotoeléctrico en el desarrollo de la interpretación partícula-onda de la naturaleza de la radiación electromagnética? 7.23 (a) ¿Qué es un nivel de energía? Explique la diferencia entre estado fundamental y estado excitado. (b) ¿Qué son los espectros de emisión? ¿En qué se diferencian los espectros lineales de los 7.14 Considere las gráficas que se muestran aquí para el efecto fotoeléctrico de dos metales diferentes A (línea azul) y B (línea roja). (a) ¿Qué metal tiene una mayor función de trabajo? (b) ¿Qué nos dice la pendiente de las rectas? espectros continuos? 7.24 (a) Describa brevemente la teoría del átomo de hidrógeno de Bohr y cómo explica la aparición de un espectro de emisión. ¿En qué se diferencia la teoría de Bohr de los conceptos de la física clásica? (b) Explique el significado del signo negativo en la ecuación (7.5). Problemas 7.25 Explique por qué los elementos producen sus propios colores característicos cuando emiten fotones. v 7.26 Algunos compuestos de cobre emiten luz verde cuando se calientan en una llama. ¿Cómo determinaría si la luz es de una longitud de Problemas 7.15 Un fotón tiene una longitud de onda de 624 nm. Calcular la energía del fotón en joules. onda o una mezcla de dos o más longitudes de onda? 7.27 ¿Es posible que un material fluorescente emita radiación en la región ultravioleta después de absorber luz visible? Explica tu respuesta. 7.16 El color azul del cielo resulta de la dispersión de la luz solar por las moléculas de aire. La luz azul tiene una frecuencia de aproximadamente 7,5 × 1014 Hz. (a) Calcule la longitud de onda, en nanómetros, asociada con esta radiación, y (b) calcule la energía, en joules, de un solo fotón asociado con esta frecuencia. 7.28 Explique cómo los astrónomos pueden determinar qué elementos están presentes en estrellas distantes mediante el análisis de la radiación electromagnética emitida por las estrellas. 7.29 Considere los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético: 7.17 Un fotón tiene una frecuencia de 6,0 × 104 Hz. (a) Convierta esta frecuencia en longitud de onda (nm). ¿Esta frecuencia cae en la región visible? (b) Calcule la energía ÿ1,0 × 10ÿ19 J E4 ÿ5,0 × 10ÿ19 J (en julios) de este fotón. (c) Calcule la energía (en julios) de 1 mol E3 ÿ10 × 10ÿ19 J de fotones, todos con esta frecuencia. E2 ÿ15 × 10ÿ19 J 7.18 ¿Cuál es la longitud de onda, en nm, de la radiación que tiene un contenido de energía de 1,0 × 103 kJ/mol? ¿En qué región del espectro electromagnético se encuentra esta radiación? 7.19 Cuando se bombardea cobre con electrones de alta energía, se emiten rayos X. Calcule la energía (en julios) asociada con los fotones si la longitud de onda de los rayos X es de 0,154 nm. E1 (a) ¿Cuál es la longitud de onda del fotón necesaria para excitar un electrón de E1 a E4? (b) ¿Cuál es la energía (en julios) que debe tener un fotón para excitar un electrón de E2 a E3? (c) Cuando un electrón cae del nivel E3 al nivel E1 , se dice que el átomo sufre una emisión. Calcule la longitud de onda del fotón emitido en este proceso. 7.30 La primera línea de la serie de Balmer se presenta a una longitud de onda de 656,3 nm. cual es la diferencia de energia Machine Translated by Google 316 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos entre los dos niveles de energía involucrados en la emisión que resulta en esta línea espectral? 7.31 Calcule la longitud de onda (en nm) de un fotón emitido por un átomo de hidrógeno cuando su electrón cae del estado n = 5 al estado n = 3. 7.45 ¿Cuál es el significado físico de la función de onda? 7.46 ¿Cómo se usa el concepto de densidad electrónica para describir la posición de un electrón en el tratamiento mecánico cuántico de un átomo? 7.6 Números cuánticos 7.32 Calcule la frecuencia (Hz) y la longitud de onda (nm) del fotón emitido cuando un electrón cae del nivel n = 4 al nivel n = 2 en un átomo de hidrógeno. Preguntas de revisión 7.33 Un análisis espectral cuidadoso muestra que la familiar luz amarilla de las lámparas de sodio (como las farolas de la calle) está formada por fotones de dos longitudes de onda, 589,0 nm y 589,6 nm. ¿Cuál es la diferencia de energía (en julios) entre los fotones con estas longitudes de onda? 7.48 ¿Qué número cuántico define una capa? ¿Qué números cuánticos definen una subcapa? 7.34 Un electrón en el átomo de hidrógeno hace una transición de un estado de energía de números cuánticos principales ni al estado n = 2. Si el fotón emitido tiene una longitud de onda de 434 nm, ¿cuál es el valor de ni?ÿ 7.4 La naturaleza dual del electrón Preguntas de revisión 7.35 Explique la afirmación: La materia y la radiación tienen una “naturaleza dual”. 7.36 ¿Cómo explica la hipótesis de De Broglie el hecho de que las energías del electrón en un átomo de hidrógeno estén cuantizadas? 7.37 ¿Por qué la ecuación (7.8) es significativa solo para partículas submicroscópicas, como electrones y átomos, y no para objetos macroscópicos? 7.38 (a) Si un átomo de H y un átomo de He viajan a la misma velocidad, ¿cuáles serán las longitudes de onda relativas de los dos átomos? (b) Si un átomo de H y un átomo de He tienen la misma energía cinética, ¿cuáles serán las longitudes de onda relativas de los dos átomos? Problemas 7.39 Los neutrones térmicos se mueven a velocidades comparables a las de las moléculas de aire a temperatura ambiente. Estos neutrones son más efectivos para iniciar una reacción nuclear en cadena entre los isótopos 235U . Calcule la longitud de onda (en nm) asociada con un haz de neutrones que se mueve a 7,00 × 102 m/s. (Masa de un neutrón = 1,675 × 10ÿ27 kg.) 7.40 Los protones pueden acelerarse a velocidades cercanas a la de la luz en aceleradores de partículas. Estime la longitud de onda (en nm) de dicho protón moviéndose a 2,90 × 108 m/s. (Masa de un protón = 1,673 × 10ÿ27 kg.) 7.47 Describa los cuatro números cuánticos utilizados para caracterizar un electrón en un átomo. 7.49 ¿Cuál de los siguientes orbitales no existen: 1p, 2s, 2d, 3p, 3d, 3f, 4g? 7.50 ¿Cuál de los cuatro números cuánticos (n, ÿ, mÿ, ms) determina (a) la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno y en un átomo de muchos electrones, (b) el tamaño de un orbital, (c) la forma de un orbital, (d) la orientación de un orbital en el espacio? Problemas 7.51 Un electrón en cierto átomo está en el nivel cuántico n = 2. Haz una lista de los posibles valores de ÿ y mÿ que puede tener. 7.52 Un electrón en un átomo está en el nivel cuántico n = 3. Haz una lista de los posibles valores de ÿ y mÿ que puede tener. 7.53 Dé los valores de los números cuánticos asociados con los siguientes orbitales: (a) 2p, (b) 3s, (c) 5d. 7.54 Dé los valores de los cuatro números cuánticos de un electrón en los siguientes orbitales: (a) 3s, (b) 4p, (c) 3d.ÿ 7.55 Liste todas las subcapas y orbitales posibles asociados con el número cuántico principal n, si n = 5. 7.56 Liste todas las subcapas y orbitales posibles asociados con el número cuántico principal n, si n = 6. 7.7 Orbitales atómicos Preguntas de revisión 7.57 ¿Qué es un orbital atómico? ¿En qué se diferencia un atómico o bital de una órbita? 7.58 Describa las formas de los orbitales s, p y d . ¿Cómo se relacionan estos orbitales con los números cuánticos n, ÿ y mÿ? 7.59 Enumere los orbitales de hidrógeno en orden creciente de energía. 7.41 ¿Cuál es la longitud de onda de De Broglie, en centímetros, de un colibrí de 12,4 g que vuela a 1,20 × 102 mph? (1 milla = 1,61 km) 7.60 ¿Por qué es útil un diagrama de superficie límite para representar un orbital atómico? 7.42 ¿Cuál es la longitud de onda de De Broglie (en nm) asociada con una pelota de ping-pong de 2,5 g que viaja a 35 mph? Problemas 7.61 Discuta las similitudes y diferencias entre un 1s y un orbital 2s . 7.5 Mecánica Cuántica Preguntas de revisión 7.43 ¿Cuáles son las deficiencias de la teoría de Bohr? 7.44 ¿Qué es el principio de incertidumbre de Heisenberg? ¿Qué es la ecuación de Schrödinger? 7.62 ¿Cuál es la diferencia entre un 2px y un 2py ¿orbital? 7.63 Calcule el número total de electrones que pueden ocupar (a) un orbital s , (b) tres orbitales p , (c) cinco orbitales d orbitales, (d) siete orbitales f . Machine Translated by Google Preguntas y problemas 7.64 ¿Cuál es el número total de electrones que pueden mantenerse en todos los orbitales que tienen el mismo número cuántico principal n? 7.65 Determine el número máximo de electrones que se pueden encontrar en cada una de las siguientes subcapas: 3s, 3d, 4p, 4f, 5f. 7.66 Indique el número total de (a) electrones p en N (Z = 7), (b) electrones s en Si (Z = 14) y (c) 3d electrones en S (Z = 16). 7.67 Haga un gráfico de todos los orbitales permitidos en los primeros cuatro niveles principales de energía del átomo de hidrógeno. 7.9 El principio de edificación Preguntas de revisión 7.79 Enuncie el principio de Aufbau y explique el papel que juega en la clasificación de los elementos en la tabla periódica. 7.80 Describa las características de los siguientes grupos de elementos: metales de transición, lantánidos, actínidos. 7.81 ¿Qué es el núcleo de gas noble? ¿Cómo simplifica la escritura de configuraciones electrónicas? 7.82 ¿Cuáles son el grupo y el período del elemento osmio? Designe cada uno por tipo (por ejemplo, s, p) e indique 7.83 Defina los siguientes términos y dé un ejemplo de cada uno: metales de transición, lantánidos, actínidos. cuántos orbitales hay de cada tipo. 7.84 Explique por qué las configuraciones electrónicas del estado 7.68 ¿Por qué los orbitales 3s, 3p y 3d tienen la misma energía en un átomo de hidrógeno pero energías diferentes en un átomo de muchos electrones? 7.69 Para cada uno de los siguientes pares de orbitales de hidrógeno, indique cuál tiene mayor energía: (a) 1s, 2s; (b) 2p, 3p; (c) 3dxy, 3dyz; (d) 3s, 3d; (e) 4f, 5s. 7.70 ¿Qué orbital en cada uno de los siguientes pares tiene menor 317 fundamental de Cr y Cu son diferentes de lo que cabría esperar. 7.85 Explique qué se entiende por núcleo de gas noble. Escriba la configuración electrónica de un núcleo de xenón. 7.86 Comente sobre la exactitud del siguiente enunciado: La probabilidad de encontrar dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos en un átomo es cero. energía en un átomo de muchos electrones? (a) 2s, 2p; (b) 3p, 3d; (c) 3s, 4s; (d) 4d, 5f.ÿ Problemas 7.87 Utilice el principio de Aufbau para obtener el estado fundamental 7.8 Configuración electrónica Configuración electrónica del selenio. 7.88 Utilice el principio de Aufbau para obtener el estado fundamental Preguntas de revisión Configuración electrónica del tecnecio. 7.71 ¿Qué es la configuración electrónica? Describir los roles que juegan el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund al escribir la configuración electrónica de los elementos. 7.72 Explique el significado del símbolo 4d6 . 7.73 Explique el significado de diamagnético y paramagnético. Da un ejemplo de un elemento que sea diamagnético y uno que sea paramagnético. ¿Qué significa cuando decimos que los 7.89 Escriba las configuraciones electrónicas del estado fundamental para los siguientes elementos: B, V, Ni, As, I, Au. 7.90 Escriba las configuraciones electrónicas del estado fundamental para los siguientes elementos: Ge, Fe, Zn, Ni, W, Tl. 7.91 La configuración electrónica de un átomo neutro es 2 2p6 3s 2 2 1s 2s . Escribe un conjunto completo de números cuánticos fibras para cada uno de los electrones. Nombra el elemento. electrones están apareados? 7.92 ¿Cuál de las siguientes especies tiene la mayor cantidad de 7.74 ¿Qué significa el término “protección de electrones” en un átomo? Utilizando el átomo de Li como ejemplo, describa el efecto del blindaje sobre la energía de los electrones en un átomo. electrones desapareados: S+, S o Sÿ? Explique cómo llegó a su respuesta. Problemas adicionales 7.93 Un tubo de muestra constaba de hidrógenos atómicos en su estado fundamental. Un estudiante iluminó los átomos con Problemas luz monocromática, es decir, luz de una sola longitud de 7.75 Indique cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos en un átomo son inaceptables y explique 2), (b) 1 1 qué: (a) (1, 0, (d) 2, (4, (3,3,0,ÿ2, 0, +1 +1 2), 2), (c) (e) (2, (3, 2, 2, 1, 1, +1 1). 2), por onda. Si solo se observan dos líneas de emisión espectral en la región visible, ¿cuál es la longitud de onda (o longitudes de onda) de la radiación incidente? 7.94 Un láser produce un haz de luz con una longitud de onda de 532 7.76 Las configuraciones electrónicas del estado fundamental enumeradas aquí son incorrectas. Explique qué errores se han cometido en cada uno y escriba las configuraciones electrónicas correctas. 2 Al: 1s 2s 2 2p4 3s2 3p3 2 B: 1 s 2s 2 2p5 2 F: 1s 2s 2 2p6 7.77 El número atómico de un elemento es 73. ¿Este elemento es diamagnético o paramagnético? 7.78 Indique el número de electrones desapareados presentes en cada uno de los siguientes átomos: B, Ne, P, Sc, Mn, Se, Kr, Fe, Cd, I, Pb. nm. Si la potencia de salida es de 25,0 mW, ¿cuántos fotones emite el láser por segundo? (1 W = 1 J/s) 7.95 Cuando un compuesto que contiene iones de cesio se calienta en la llama de un mechero Bunsen, se emiten fotones con una energía de 4.30 × 10ÿ19 J. ¿De qué color es la llama de cesio? 7.96 Analice la opinión actual sobre la corrección de las siguientes afirmaciones. (a) El electrón en el átomo de hidrógeno está en una órbita que nunca lo acerca más de 100 pm al núcleo. (b) Los espectros de absorción atómica resultan de transiciones de electrones de niveles de energía más bajos a más altos. (c) Un átomo de muchos electrones se comporta como un sistema solar que tiene varios planetas. Machine Translated by Google 318 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 7.97 ¿Cuál es la base para pensar que los átomos tienen forma esférica aunque los orbitales atómicos p, d, . . . tienen formas claramente no esféricas? longitud de onda requerida para elevar la temperatura del agua en 5.00°C. 7.108 Fotodisociación del agua 7.98 ¿Cuál es el número máximo de electrones en un átomo que puede 1 H2O(l) + hÿ ÿ H2(g) + tener los siguientes números cuánticos? 2O2(g) Especifique los orbitales en los que se encontrarían los se ha sugerido como una fuente de hidrógeno. El ÿHrxn ° de la electrones. (a) n = 2, ms = +1 2; (b) n = 4, mÿ = +1; (c) n = 3, l reacción, 285,8calculado kJ por mol a de partir agua de descompuesta. datos termoquímicos, es de ÿ1 2; (e) n = 4, = 2; (d) n = 2, ÿ = 0, ms = ÿ = 3, mÿ = ÿ2. Calcular la longitud de onda máxima (en nm) que proporcionaría la energía necesaria. En principio, ¿es factible utilizar la luz 7.99 Identifique a las siguientes personas y sus contribuciones al desarrollo de la teoría cuántica: Bohr, de Broglie, Einstein, solar como fuente de energía para este proceso? Planck, Heisenberg, Schrödinger. 7.109 Las líneas espectrales de las series de Lyman y Balmer no se 7.100 ¿Qué propiedades de los electrones se utilizan en el funcionamiento superponen. Verifique esta afirmación calculando la longitud de onda más larga asociada con la serie de Lyman y la longitud de de un microscopio electrónico? 7.101 En un experimento fotoeléctrico, un estudiante usa una fuente de onda más corta asociada con la serie de Balmer (en nm). luz cuya frecuencia es mayor que la necesaria para expulsar electrones de cierto metal. Sin embargo, después de hacer brillar continuamente la luz sobre la misma área del metal durante un largo período de tiempo, el estudiante nota que la energía cinética máxima de los electrones expulsados comienza 7.110 Un átomo que se mueve a su rapidez cuadrática media a 20 °C tiene una longitud de onda de 3.28 × 10ÿ11 m. Identificar el átomo 7.111 Ciertos anteojos de sol tienen pequeños cristales de cloruro de a disminuir, aunque la frecuencia de la luz se mantenga plata (AgCl) incorporados en las lentes. Cuando las lentes se constante. ¿Cómo explicaría este comportamiento? exponen a la luz de la longitud de onda adecuada, se produce la siguiente reacción: 7.102 Las rectas de cierto lanzador han sido cronometradas a unas 100 AgCl ÿ Ag + Cl mph. (a) Calcule la longitud de onda de una pelota de béisbol de 0,141 kg (en nm) a esta rapidez. (b) ¿Cuál es la longitud de Los átomos de Ag formados producen un color gris uniforme onda de un átomo de hidrógeno a la misma velocidad? (1 milla que reduce el deslumbramiento. Si ÿH para la reacción anterior es 248 kJ/mol, calcule la longitud de onda máxima de la luz que = 1609 m) 7.103 Un estudiante llevó a cabo un experimento fotoeléctrico haciendo brillar luz visible sobre una pieza limpia de cesio metálico. La puede inducir este proceso. 7.112 El ion He+ contiene un solo electrón y, por lo tanto, es un ion siguiente tabla muestra las energías cinéticas (KE) de los similar al hidrógeno. Calcule las longitudes de onda, en orden electrones expulsados en función de las longitudes de onda (ÿ). creciente, de las primeras cuatro transiciones en la serie de Determine gráficamente la función de trabajo y la constante de Planck. Balmer del ion He+. Compare estas longitudes de onda con las mismas transiciones en un átomo de H. Comenta las diferencias. (La constante de Rydberg para He+ ÿ (nm) KE (J) 405 435.8 480 520 577.7 7.113 El ozono (O3) en la estratosfera absorbe la radiación dañina del sol 2.360 × 2.029 × 1.643 × 1.417 × 1.067 × 10-19 10ÿ19 10ÿ19 10ÿ19 es 8,72 × 10ÿ18 J.) 10-19 al sufrir descomposición: O3 ÿ O + O2. (a) Con referencia a la Tabla 6.4, calcule el ÿH° para este proceso. (b) Calcule la 7.104 (a) ¿Cuál es el valor más bajo posible del número cuántico principal longitud de onda máxima de los fotones (en nm) que poseen (n) cuando el número cuántico del momento angular (ÿ) es 1? esta energía para causar la descomposición fotoquímica del (b) ¿Cuáles son los valores posibles del número cuántico del ozono. momento angular (ÿ) cuando el número cuántico magnético (mÿ) es 0, dado que n ÿ 4? 7.114 La retina de un ojo humano puede detectar luz cuando la energía radiante que incide sobre ella es de al menos 4.0 × 10ÿ17 J. 7.105 Considerando solo la configuración electrónica del estado fundamental, ¿hay más elementos diamagnéticos o paramagnéticos? Explique. 7.106 Un láser de rubí produce radiación de longitud de onda de 633 nm en pulsos cuya duración es de 1.00 × 10ÿ9 s. (a) Si el láser produce 0.376 J de energía por pulso, ¿cuántos fotones se producen en cada pulso? (b) Calcule la potencia (en vatios) entregada por el láser por pulso. (1 W = 1 J/s) Para luz de 600 nm de longitud de onda, ¿a cuántos fotones corresponde? 7.115 Un átomo de helio y un átomo de xenón tienen el mismo ki energía nética. Calcule la relación entre la longitud de onda de De Broglie del átomo de helio y la del xenón átomo. 7.116 Se usa un láser para tratar el desprendimiento de retina. La longitud de onda del rayo láser es de 514 nm y la potencia es de 1,6 W. Si el láser se enciende durante 0,060 s durante la cirugía, 7.107 Una muestra de agua de 368 g absorbe radiación infrarroja a 1.06 × 104 nm de un láser de dióxido de carbono. Suponga que toda la radiación absorbida se convierte en calor. Calcular el número de fotones en este calcule el número de fotones emitidos por el láser. (1 W = 1 J/s) 7.117 Un electrón en estado excitado en un átomo de hidrógeno puede volver al estado fundamental de dos maneras diferentes: Machine Translated by Google 319 Preguntas y problemas (a) a través de una transición directa en la que se emite un fotón 7.126 Un electrón en un átomo de hidrógeno se excita desde el estado de longitud de onda ÿ1 y (b) a través de un estado excitado fundamental al estado n = 4. Comente la exactitud de las siguientes intermedio alcanzado por la emisión de un fotón de longitud de onda afirmaciones (verdaderas o falsas). ÿ2. Este estado excitado intermedio luego decae al estado (a) n = 4 es el primer estado excitado. fundamental al emitir otro fotón de longitud de onda ÿ3. Derive una ecuación que relacione ÿ1 con ÿ2 y ÿ3. (b) Se necesita más energía para ionizar (eliminar) el electrón de n = 4 que del estado fundamental. (c) El electrón está más lejos del núcleo (en promedio) en n = 4 7.118 Se realizó un experimento fotoeléctrico iluminando por separado un láser de 450 nm (luz azul) y un láser de 560 nm (luz amarilla) sobre una superficie metálica limpia y midiendo el número y la energía cinética de los electrones expulsados. ¿Qué luz generaría más que en el estado fundamental. (d) La longitud de onda de la luz emitida cuando el electrón cae de n = 4 a n = 1 es mayor que la de n = 4 a n = 2. electrones? ¿Qué luz expulsaría electrones con mayor energía cinética? Suponga que cada láser entrega la misma cantidad de energía a la superficie metálica y que las frecuencias de las luces (e) La longitud de onda que absorbe el átomo al pasar de n = 1 a n = 4 es la misma que la emitida al pasar de n = 4 a n = 1. láser superan la frecuencia umbral. 7.127 La energía de ionización de cierto elemento es 412 kJ/ mol (vea el Problema 7.125). Sin embargo, cuando los átomos de 7.119 Dibuje las formas (superficies límite) de los siguientes orbitales: (a) 2py, (b) 3dz 2, (c) 3dx2 ÿy2. (Muestre los ejes de coordenadas en este elemento se encuentran en el primer estado excitado, la energía de ionización es de sólo 126 kJ/mol. Con base en esta información, calcule la longitud de onda de la luz emitida en una transición del primer estado excitado al estado fundamental. sus bocetos). 7.120 Todas las configuraciones electrónicas descritas en este capítulo se refieren a átomos gaseosos en sus estados fundamentales. Un átomo puede absorber un cuanto de energía y promover uno de sus electrones a un orbital de mayor energía. 7.128 Los alvéolos son los diminutos sacos de aire en los pulmones (vea el Problema 5.136) cuyo diámetro promedio es de 5.0 × 10ÿ5 m. Cuando esto sucede, decimos que el átomo está en un estado Considere una molécula de oxígeno (5,3 × 10ÿ26 kg) atrapada excitado. Se dan las configuraciones electrónicas de algunos dentro de un saco. Calcular la incertidumbre en la velocidad de la átomos excitados. Identifique estos átomos y escriba sus molécula de oxígeno. (Sugerencia: la incertidumbre máxima en la configuraciones de estado fundamental: posición de la molécula viene dada por el diámetro del saco). (a) 1 s (b) 1 s (c) 1 s 1 2s 2 2 1 7.129 ¿Cuántos fotones a 660 nm se deben absorber para derretir 5,0 × 102 2s 2 2p2 3d1 2s 2 2p6 4s g de hielo? En promedio, ¿cuántas moléculas de H2O convierte un 1 (d) [Ar] 4s 1 3d104p4 (e) [Nº] 3s 2 3p4 3d1 fotón de hielo en agua? (Pista: se necesitan 334 J para derretir 1 g de hielo a 0 °C). 7.130 Se muestran porciones de diagramas orbitales que representan las 7.121 Dibuje diagramas orbitales para átomos con las siguientes configuraciones electrónicas: (a) 1 s (b) 1 s (c) 1 s 2 2 2 configuraciones electrónicas del estado fundamental de ciertos elementos. ¿Cuál de ellos viola el principio de exclusión de Pauli? ¿Regla de Hund? 2s 2 2p5 2s 2 2p6 3s2 3p3 2 2s 2 2p6 3s2 3p6 4s 3d7 7.122 Si Rutherford y sus colaboradores hubieran usado electrones (a) (B) (C) en lugar de partículas alfa para sondear la estructura del núcleo como se describe en la Sección 2.2, ¿qué podrían haber descubierto? (D) 7.123 Los científicos han encontrado átomos de hidrógeno interestelar con (Y) número cuántico n en las centenas. Calcula la longitud de onda de la luz emitida cuando un átomo de hidrógeno pasa por una transición de n = 236 a n = 235. ¿En qué región del espectro electromagnético (F) cae esta longitud de onda? 7.131 La luz ultravioleta responsable del bronceado de la piel se encuentra en la 7.124 Calcule la longitud de onda de un átomo de helio cuya velocidad es igual a la raíz cuadrática media de la velocidad a 20 °C. 7.125 La energía de ionización es la energía mínima necesaria para extraer un electrón de un átomo. Por lo general, se expresa en unidades de región de 320 a 400 nm. Calcula la energía total (en julios) absorbida por una persona expuesta a esta radiación durante 2,0 h, dado que hay 2,0 × 1016 fotones que golpean la superficie de la Tierra por centímetro cuadrado kJ/mol, es decir, la energía en kilojulios necesaria para eliminar un por segundo en un rango de 80 nm (320 nm a 400 nm) y que el área mol de electrones de un mol de átomos. (a) Calcule la energía de del cuerpo expuesto es de 0,45 m2 ionización del átomo de hidrógeno. (b) Repita el cálculo, suponiendo Suponga que solo la mitad de la radiación es absorbida y la otra en este segundo caso que los electrones se eliminan del estado n mitad es reflejada por el cuerpo. (Insinuación: = 2. Use una longitud de onda promedio de 360 nm para calcular la energía de un fotón). . Machine Translated by Google 320 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 7.132 El sol está rodeado por un círculo blanco de material gaseoso llamado corona, que se vuelve visible durante un eclipse total 7.139 (a) Un electrón en el estado fundamental del átomo de hidrógeno se mueve a una velocidad promedio de 5 × 106 m/s. Si se de sol. La temperatura de la corona es de millones de grados conoce la velocidad con una incertidumbre del 1 por ciento, Celsius, que es lo suficientemente alta como para romper ¿cuál es la incertidumbre al conocer su posición? moléculas y eliminar algunos o todos los electrones de los átomos. Una forma en que los astrónomos han podido estimar fundamental es 5,29 × 10ÿ11 m, comente su resultado. La Dado que el radio del átomo de hidrógeno en el estado la temperatura de la corona es estudiando las líneas de emisión masa de un electrón es 9,1094 × 10ÿ31 kg. (b) Una pelota de de iones de ciertos elementos. Por ejemplo, se ha registrado y ping-pong de 3,2 g que se mueve a 50 mph tiene una cantidad analizado el espectro de emisión de iones Fe14+ . Si se sabe de movimiento de 0,073 kg · m/s. Si la incertidumbre al medir que se necesitan 3,5 × 104 kJ/mol para convertir Fe13+ en la cantidad de movimiento es 1.0 × 10ÿ7 de la cantidad de Fe14+, estime la temperatura de la corona solar. (Sugerencia: la energía cinética promedio de un mol de gas es 7.133. En de ping-pong. 1996, los físicos crearon un antiátomo de hidrógeno. 3 2RT .) movimiento, calcule la incertidumbre en la posición de la pelota 7.140 Una longitud de onda en el espectro de emisión de hidrógeno es 1280 nm. ¿Cuáles son los estados inicial y final de la transición responsables de esta emisión? En tal átomo, que es el equivalente en antimateria de un átomo 7.141 Los búhos tienen buena visión nocturna porque sus ojos pueden ordinario, las cargas eléctricas de todas las partículas que lo detectar una intensidad de luz tan baja como 5.0 × 10ÿ13 W/m2 . componen están invertidas. Así, el núcleo de un antiátomo está Calcula el número de fotones por segundo que el ojo de un formado por un antiprotón, que tiene la misma masa que un búho puede detectar si su pupila tiene un diámetro de 9,0 mm protón pero lleva una carga negativa, mientras que el electrón y la luz tiene una longitud de onda de 500 nm. es reemplazado por un antielectrón (también llamado positrón) con la misma masa. como un electrón, pero con carga positiva. ¿Esperaría que los niveles de energía, los espectros de emisión y los orbitales atómicos de un átomo de antihidrógeno fueran diferentes de los de un átomo de hidrógeno? ¿Qué pasaría si un antiátomo de hidrógeno chocara con un átomo de hidrógeno? (1 W = 1 J/s) 7.142 Para iones similares al hidrógeno, es decir, iones que contienen un solo electrón, la ecuación (7.5) se modifica de la siguiente manera: En = ÿRHZ2 (1/n2 ), donde Z es el número atómico del átomo principal. La figura aquí representa el espectro de emisión de tal ion similar al hidrógeno en la fase gaseosa. Todas las líneas resultan de las transiciones electrónicas de los estados excitados al estado n = 2. (a) ¿Qué transiciones 7.134 Utilice la ecuación (5.16) para calcular la longitud de onda de De Broglie de una molécula de N2 a 300 K. 7.135 Cuando un electrón hace una transición entre los niveles de electrónicas corresponden a las líneas B y C? (b) Si la longitud de onda de la línea C es de 27,1 nm, calcule las longitudes de onda de las líneas A y B. (c) Calcule la energía necesaria para energía de un átomo de hidrógeno, no hay restricciones sobre eliminar el electrón del ion en el estado n = 4. (d) ¿Cuál es el los valores inicial y final del número cuántico principal n. Sin significado físico del continuo? embargo, existe una regla mecánica cuántica que restringe los valores inicial y final del momento angular o bital ÿ. Esta es la regla de selección, que establece que ÿÿ = ±1; es decir, en una transición, el valor continuo B C A de ÿ solo puede aumentar o disminuir en uno. De acuerdo con esta regla, ¿cuáles de las siguientes transiciones están permitidas: (a) 2s ÿ 1s, (b) 3p ÿ 1s, (c) 3d ÿ 4f , (d) 4d ÿ 3s? En vista de esta regla de selección, explique por qué es posible observar las diversas series de emisión que se muestran en la figura 7.11. 7.136 En un microscopio electrónico, los electrones se aceleran haciéndolos pasar a través de una diferencia de voltaje. La ÿ energía cinética así adquirida por los electrones es igual al voltaje multiplicado por la carga del electrón. Por lo tanto, una diferencia de voltaje de 1 V imparte una energía cinética de 1,602 × 10ÿ19 C × V o 1,602 × 10ÿ19 J. Calcule la longitud de onda asociada con los electrones acelerados en 5,00 × 103 V. 7.143 Cuando dos átomos chocan, parte de su energía cinética puede convertirse en energía electrónica en uno o ambos átomos. Si la energía cinética promedio es aproximadamente igual a la energía para alguna transición electrónica permitida, un número apreciable de átomos puede absorber suficiente energía a 7.137 Se usa un horno de microondas que funciona a 1,22 × 108 nm través de una colisión inelástica para elevarse a un estado para calentar 150 ml de agua (aproximadamente el volumen de electrónico excitado. (a) Calcule la energía cinética promedio una taza de té) de 20 °C a 100 °C. Calcule el número de por átomo en una muestra de gas a 298 K. (b) Calcule la fotones necesarios si el 92,0 por ciento de la energía de diferencia de energía entre los niveles n = 1 y n = 2 en microondas se convierte en energía térmica del agua. hidrógeno. (c) ¿A qué temperatura es posible excitar un átomo 7.138 El isótopo radiactivo Co-60 se usa en medicina nuclear para tratar ciertos tipos de cáncer. Calcule la longitud de onda y la frecuencia de un fotón gamma emitido con una energía de 1,29 × 1011 J/mol. de hidrógeno del nivel n = 1 al nivel n = 2 por colisión? [La energía cinética promedio de 1 mol de un gas ideal es (3 2)RT.] Machine Translated by Google Preguntas y problemas 7.144 Calcule las energías necesarias para sacar un electrón del estado n = 1 y del estado n = 5 en el Li2+ 321 temperatura, la curva tiene una forma similar pero el máximo cambiará a una longitud de onda más corta. ¿Qué revela esta curva sobre dos consecuencias de gran importancia biológica en la Tierra? ion. ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) del fotón emitido en una transición de n = 5 a n = 1? La constante de Rydberg para iones similares al hidrógeno es (2,18 × 10ÿ18 J)Z2 , donde Z es el número atómico. 7.145 La longitud de onda de De Broglie de un protón acelerado en el Gran Colisionador de Hadrones es de 2,5 × 10ÿ14 m. ¿Cuál es la energía cinética (en joules) del protón? 7.146 La incertidumbre mínima en la posición de cierta partícula en movimiento es igual a su longitud de onda de De Broglie. Si la velocidad de la partícula es de 1,2 × 105 m/s, ¿cuál es la incertidumbre mínima en su velocidad? 7.147 De acuerdo con la teoría especial de la relatividad de Einstein, la masa 0 500 de una partícula en movimiento, mmovimiento, está relacionada 1000 ÿ (nm) con su masa en reposo, mreposo, por la ecuación descanso moviéndose = 2 ÿ1 ÿ ( tu c ) 7.151 Todas las moléculas experimentan movimientos vibratorios. El tratamiento mecánico cuántico muestra que la energía vibracional, Evib, de una molécula diatómica como el HCl viene dada por donde u y c son las velocidades de la partícula y la luz, respectivamente. (a) En los aceleradores de partículas, los protones, los electrones y otras partículas cargadas a menudo se aceleran a velocidades cercanas a la velocidad de la luz. Calcule la longitud de onda (en nm) de un protón que se mueve al 50,0 por ciento de la velocidad de la luz. La masa de un protón es 1,673 × 10ÿ27 kg. (b) Calcule la masa de una pelota de tenis de 6,0 × 10ÿ2 kg que se mueve a 63 m/s. Comenta tus resultados. 1 2)hÿ donde n es un número cuántico dado por n = 0, 1, 2, 3, . . . y ÿ es la frecuencia fundamental vibración.para (a) Dibuje losCalcule primeros niveles de energíade vibracional HCl. (b) la tres energía requerida para excitar una molécula de HCl desde el nivel del suelo hasta el primer nivel excitado. La frecuencia fundamental de vibración del HCl es 8,66 × 1013 sÿ1. (c) El hecho de que la energía vibratoria más baja en el nivel del suelo no sea cero sino igual a 2hv significa que las moléculas vibrarán a todas las 7.148 La ecuación matemática para estudiar el efecto fotoeléctrico es hÿ = W + Evib = (n + 1 2meu2 temperaturas, incluido el cero absoluto. Utilice el principio de 1 incertidumbre de Heisenberg(Sugerencia: para justificar esta predicción. considere una molécula que no vibra y prediga la incertidumbre en el momento y, por lo tanto, la incertidumbre en la posición). donde v es la frecuencia de la luz que incide sobre el metal, W es la función de trabajo y me y u son la masa y la velocidad del electrón expulsado. En un experimento, un estudiante descubrió que se necesita una longitud de onda máxima de 351 nm para desalojar electrones de una superficie metálica de zinc. Calcula la velocidad (en m/s) de un electrón expulsado cuando empleó luz con una longitud de onda de 313 nm. 7.152 La función de onda para el orbital 2s en el átomo de hidrógeno es 1 ÿ2s = ÿ2a3 0 (1 - ÿ 2) mi ÿ ÿ ÿ 2 7.149 A principios del siglo XX, algunos científicos pensaron que un núcleo puede contener tanto electrones como protones. Utilice el principio de incertidumbre de Heisenberg para demostrar que un electrón no puede estar confinado dentro de un núcleo. Repita el cálculo para un protón. Comenta tus resultados. Suponga que el radio de un núcleo es de 1,0 × 10ÿ15 m. Las masas de un electrón y un protón son 9,109 × 10ÿ31 kg y 1,673 × 10ÿ27 kg, respectivamente. (Sugerencia: trate el diámetro del núcleo como la incertidumbre en la posición). donde a0 es el valor del radio de la primera órbita de Bohr, igual a 0,529 nm, ÿ es Z(r/ a0), y r es la distancia al núcleo en metros. Calcule la ubicación del nodo de la función de onda 2s desde el núcleo. 7.153 Un estudiante colocó una gran barra de chocolate sin envolver en un horno de microondas sin plato giratorio de vidrio. Después de encender el horno durante menos de un minuto, notó que había abolladuras espaciadas uniformemente (debido 7.150 Radiación de cuerpo negro es el término utilizado para describir la al derretimiento) con una separación de aproximadamente 6 cm. dependencia de la energía de radiación emitida por un objeto Con base en sus observaciones, calcule la velocidad de la luz con respecto a la longitud de onda a una determinada temperatura. dado que la frecuencia de las microondas es de 2,45 GHz. (Pista: Planck propuso la teoría cuántica para explicar esta dependencia. En la figura se muestra un gráfico de la energía de radiación emitida por nuestro sol en función de la longitud de onda. Esta curva es característica de la temperatura en la superficie del sol. A un nivel más alto la energía de una onda es proporcional al cuadrado de su amplitud). 7.154 En general, las propiedades ondulatorias de la materia pueden ignorarse para objetos macroscópicos como pelotas de tenis; sin embargo, las propiedades de las ondas se han medido en el margen de detección de algunas moléculas muy grandes. Machine Translated by Google 322 Capítulo 7 ÿ Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Por ejemplo, se detectaron patrones de onda para moléculas molécula moviéndose a esta velocidad. (b) ¿Cómo se C60(C12F25)8 moviéndose a una velocidad de 63 m/s. (a) compara la longitud de onda con el tamaño de la molécula Calcule la longitud de onda de un C60(C12F25)8 dado que su diámetro es de aproximadamente 3000 pm? Interpretación, modelado y estimación 7.155 Los átomos de un elemento tienen sólo dos estados excitados accesibles. Sin embargo, en un experimento de emisión, se observaron tres líneas espectrales. Explique. Escribe una ecuación que relacione la longitud de onda más corta con las otras dos longitudes de onda. 7.156 De acuerdo con la ley de Wien, la longitud de onda de máxima intensidad en la radiación de cuerpo negro, ÿmax, está dada por luz visible. Aproximadamente, ¿cuántos fotones emite la bombilla por segundo? (1 W = 1 J/s) 7.158 La fotosíntesis utiliza fotones de luz visible para producir cambios químicos. Explique por qué la energía térmica en forma de fotones infrarrojos es ineficaz para la fotosíntesis. (Sugerencia: las energías de enlace químico típicas son de 200 kJ/mol o más). 7.159 Un puntero láser rojo típico tiene una potencia de 5 mW. ÿmáx = B ¿Cuánto tardaría un puntero láser rojo en emitir el mismo T número de fotones emitidos por un láser azul de 1 W en 1 s? (1 W = 1 J/s) donde b es una constante (2.898 × 106 nm · K) y T es la temperatura del cuerpo radiante en kelvins. (a) Estime la temperatura en la superficie del sol. (b) ¿Cómo pueden los astrónomos determinar la temperatura de las estrellas en 7.160 Con referencia al ensayo de Química en acción “Puntos cuánticos” de la sección 7.9, estime la longitud de onda de la luz que sería emitida por un punto cuántico de seleniuro de cadmio (CdSe) con un diámetro de 10 nm. ¿La luz emitida general? (Vea el Problema 7.150 para una definición de sería visible para el ojo humano? Aquí se dan el diámetro y radiación de cuerpo negro.) la longitud de onda de emisión para una serie de puntos 7.157 Solo una fracción de la energía eléctrica suministrada a una cuánticos. bombilla incandescente de tungsteno se convierte en luz visible. El resto de la energía aparece como radiación Diámetro (nm) 2.2 2.5 3.3 4.2 4.9 6.3 infrarroja (es decir, calor). Una bombilla de 60 W convierte alrededor del 15,0 por ciento de la energía que se le suministra en Longitud de onda (nm) 462 503 528 560 583 626 Respuestas a los ejercicios de práctica 7,1 8,24 m. 7,2 3,39 × 103 nm. 7,3 9,65 × 10ÿ19 J. 7,4 2,63 × 103 nm. 7,5 56,6nm. 7,6 0,2 m/s. 7.7 n = 3, ÿ = 1, mÿ = ÿ1, 0, 1. 7.8 16. 7.9 (4, 2, ÿ2, +1 2), (4, 2, ÿ1,+1 2), (4 , 2, 0, +1 2), (4, 2, 1, +1 2), (4, 2, 2, +1 2), (4, 2, ÿ2, ÿ1 2), (4, 2, ÿ1, ÿ1 2), (4, 2, 0, ÿ1 2), (4, 2, 1, ÿ1 2), (4, 2, 2, ÿ1 2). 7.10 32. 7.11 (1, 0, 0, +1 2), (1, 0, 0, ÿ1 2), (2, 0, 0, +1 2 ), (2, 0, 0, ÿ1), (2, 1, ÿ1, ÿ12 ). Hay otras cinco 2 formas aceptables de escribir los números cuánticos para 2 el último electrón (en el orbital 2p ). 7.12 [Ne]3s 3p3 . Machine Translated by Google 323 Respuestas a la revisión de conceptos y hechos Respuestas a la revisión de conceptos y hechos 7.1.1 Frecuencia más alta, (b). Longitud de onda más larga, (c). Mayor del electrón, y ÿ2 representa la probabilidad de encontrar el electrón en una región amplitud, (a). 7.1.2 Las longitudes de onda de la radiación visible e infrarroja particular del espacio alrededor del núcleo. 7.5.2 5,3 × 1013 m. 7.6.1 Cuando n = no son lo suficientemente cortas (y, por lo tanto, no tienen la energía suficiente) 3, los valores de ÿ permitidos son 0, 1 y 2. 7.6.2 (6, 0, 0, +1 2) y (6, 0, 0, ÿ1 2). 7.7.1 para afectar el pigmento oscuro que produce las células de melanocitos debajo Cuando n = 2, los valores ÿ permitidos son 0 y 1, correspondientes a los orbitales s de la piel. 7.2.1 4,80 × 10ÿ19 J. 7.2.2 297 nm. 7.2.3 Longitud de onda más corta: y p . Cuando n = 3, los valores de ÿ permitidos son 0, 1 y 2, correspondientes a s, p ÿ3. y Longitud de onda más larga: ÿ2. 7.3.1 (b). 7.3.2 –1,36 × 10ÿ19 J. 7.3.3 397 nm. 7.4.1 La constante de Planck, h. Debido a que h es un número tan pequeño, solo orbitales d . 7.7.2 n = 4, ÿ = 1, mÿ = –1, 0 o 1. 7.7.3 7. 7.8.1 n, ÿ y ms. 7.8.2 10. los sistemas atómicos y moleculares que tienen masas extremadamente 7.8.3 (a) Cuando ÿ = 0, mÿ debe ser igual a 0. (b) Cuando n = 3, ÿ puede ser como pequeñas exhibirán propiedades de onda medibles. 7.4.2 79 nm. 7.5.1 ÿ es la máximo n – 1. (c) ms función de onda pero ser cualquiera +1 o 2 ÿ12. 7.9.1 cl. 7.9.2 Fe. 7.9.3 [Kr]5s 2 4d2 . Machine Translated by Google EL MISTERIO QUÍMICO ©McGraw-Hill Educación Descubrimiento del helio y ascenso y caída del coronio mación obtenida? Los científicos saben que nuestro sol y otras estrellas contienen ciertos elementos. ¿Cómo fue esta información? A principios del siglo XIX, el físico alemán Josef Fraunhofer estudió el espectro de emisión del sol y notó ciertas líneas oscuras en longitudes de onda específicas. Interpretamos la apariencia de estas líneas suponiendo que originalmente se irradiaba una banda continua de color y que, a medida que la luz emitida se aleja del sol, parte de la radiación es reabsorbida en esas longitudes de onda por los átomos en el espacio. Estas líneas oscuras son, por lo tanto, líneas de absorción. Para los átomos, la emisión y absorción de luz ocurren en las mismas longitudes de onda. Al hacer coincidir las líneas de absorción en los espectros de emisión de una estrella con los espectros de emisión de elementos conocidos en el laboratorio, los científicos han podido deducir los tipos de elementos presentes en la estrella. Otra forma de estudiar el sol espectroscópicamente es durante su eclipse. En 1868, el físico francés Pierre Janssen observó una línea amarilla brillante (ver Figura 7.8) en el espectro de emisión de la corona solar durante la totalidad del eclipse. (La corona es la corona blanca nacarada de luz visible alrededor del sol durante un eclipse total). Esta línea no coincidía con las líneas de emisión de los elementos conocidos, pero coincidía con una de las líneas oscuras en el espectro esbozado por Fraunhofer. El nombre helio (de Helios, el dios del sol en la mitología griega) Dibujo original de Fraunhofer, en 1814, que muestra las líneas oscuras de absorción en el espectro de emisión del sol. La parte superior del diagrama muestra el brillo general del sol en diferentes colores. 324 Machine Translated by Google fue entregado al elemento responsable de la línea de emisión. Veintisiete años después, el químico británico William Ramsay descubrió el helio en la Tierra en un mineral de uranio. En la Tierra, la única fuente de helio es a través de procesos de desintegración radiactiva: las partículas ÿ emitidas durante la desintegración nuclear finalmente se convierten en átomos de helio. La búsqueda de nuevos elementos del sol no terminó con el helio. Alrededor de la época de El trabajo de Janssen, los científicos también detectaron una línea verde brillante en el espectro de la corona. Desconocían la identidad del elemento que daba origen a la línea, por lo que lo llamaron coronio porque sólo se encontraba en la corona. Durante los años siguientes, se encontraron líneas de emisión coronal misteriosas adicionales. El problema del coronio resultó mucho más difícil de resolver que el caso del helio porque no se encontraron coincidencias con las líneas de emisión de los elementos conocidos. No fue hasta finales de la calcio y níquel parcialmente ionizados. A temperaturas muy altas (más de un millón de grados Celsius), muchos Durante el eclipse total de sol, que dura solo unos minutos, la corona se vuelve visible. átomos se ionizan al perder uno o más electrones. Por lo tanto, las misteriosas líneas de emisión provienen de ©Francois Gohier/Fuente científica década de 1930 que el físico sueco Bengt Edlén identificó estas líneas como provenientes de átomos de hierro, los iones resultantes de los metales y no de un nuevo elemento. Entonces, después de unos 80 años, el problema del coronio finalmente se resolvió. ¡Después de todo, no existe tal elemento como el coronio! pistas químicas 1. Dibuje un sistema de dos niveles de energía (E1 y E2) para ilustrar la absorción y la emisión procesos. 2. Explique por qué el espectro del sol proporciona solo líneas de absorción (las líneas oscuras), mientras que el espectro de corona solo proporciona líneas de emisión. 3. ¿Por qué es difícil detectar helio en la Tierra? 4. ¿Cómo pueden los científicos determinar la abundancia de elementos en las estrellas? 5. Conociendo la identidad de un ion de un elemento que da lugar a una línea de emisión coronal, describe en términos cualitativos cómo puedes estimar la temperatura de la corona. Elementos de diseño: Student Hot Spot (puntero co
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