V. REACCIÓN QUÍMICA. Usted debe distinguir entre mayúsculas o minúsculas, que no es lo mismo que letras grandes o chicas.

Transcripción

1 V. REACCIÓN QUÍMICA OBJETIVO.- Describirá los cambios químicos relacionando los factores que los determinan: clasificación, representación esquemática, cantidad de materia. Balanceo e importancia en el lenguaje químico. 1. SÍMBOLOS Y FÓRMULAS QUÍMICA El uso de fórmulas y símbolos químicos es muy importante en el estudio de la química, ya que es ago así como el lenguaje de la química. El conocer los símbolos de los elementos y las fórmulas de los compuestos nos permite una mejor comprensión de la química. A través del cuso, hemos manejado nombres, fórmulas y símbolos de las sustancia químicas, cuyas reglas se estudian en este capítulo. Sin el conocimiento de los símbolos y nombres de los elementos de la tabla periódica, resulta por lo menos muy difícil, introducirnos en el la nomenclatura de los compuestos, por es conveniente que dedique un tiempo a repasar los símbolos, muchos de los cuales ya conoce. La escritura del símbolo de un elemento tiene 3 reglas: Debe tener una, dos o tres letras. Si es una sola letra, ésta debe ser MAYÚSCULA Si son dos o tres letras, la primera es MAYÚCULA y la siguiente o siguientes son minúsculas. Usted debe distinguir entre mayúsculas o minúsculas, que no es lo mismo que letras grandes o chicas. Si usted escribe el símbolo de un elemento en un compuesto en forma errónea, automáticamente la fórmula está mal escrita.

2 2. REGLAS DE NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA La nomenclatura química inorgánica, es un conjunto de reglas para escribir los nombres y fórmulas de los compuestos inorgánicos. La moléculas son neutras, y todas constan de una parte positiva y na parte negativa que se compensan entre si. Todas las fórmulas se inician con la parte positiva (catión) y la segunda parte de la fórmula es la (negativa) anión. Esto es válido para cualquier tipo de compuesto. VALENCIA.- Es la capacidad de combinación de un elemento. NÚMERO DE OXIDACIÓN.- Es el números de electrones cedidos, aceptados o compartidos de un elemento al combinarse con otro. 2.1 Óxidos metálicos.- Están formados por un metal y oxígeno. Fórmula general: MxOy, dónde: M: símbolo del metal O: símbolo del oxígeno x: subíndice del metal = número de oxidación del oxígeno y: subíndice del oxígeno = número de oxidación del metal Nombre: Cuando el metal tiene mas de un número de oxidación, debe indicarse el número con que trabaja el metal en ese compuesto con números romanos.

3 Ejemplos: Óxido de plata: Escribimos primero símbolo del metal con su número de oxidación, después el símbolo del oxígeno con su número de oxidación -2. Ag 1+ O 2-, se cruzan los subíndices sin los signos y la fórmula es Ag 2 O Si el nombre no indica un número romano, quiere decir que el metal solo tiene un número de oxidación el cual se consulta en la tabla de números de oxidación o en la tabla periódica.. El catión siempre es el metal por su número de oxidación siempre positivo, y el anión es el oxígeno con un número de oxidación constante de 2-. Óxido de níquel III Ni 3+ O 2-, cruzamos, Ni 2 O 3 El níquel tiene dos números de oxidación: 2+ y 3+, el III indica que en este compuesto está trabajando con 3+ Óxido de manganeso II Mn 2+ O 2- cruzamos, Mn 2 O 2, pero como los dos subíndices son iguales, se simplifican La fórmula queda: MnO Para escribir la el nombre a partir de la fórmula observemos los siguiente ejemplos. Fe 2 O 3 óxido de hierro III El subíndice del oxígeno nos indica el número de oxidación del metal, pero tenemos que checar en la tabla periódica si es el único que tiene. El hierro

4 trabaja con 2+ y 3+ por lo tanto, debe indicarse el III. Como el número de oxidación del oxígeno es fijo, aparece el dos como subíndice del metal. CaO óxido de calcio Cuando no aparece el 2 como subíndice del metal, significa que el metal tiene como número de oxidación 2+ y la fórmula está simplificada. El calcio, elemento del grupo IIA solo tiene como número de oxidación el 2, y por tanto el número II no se indica en el nombre. Observe los siguientes ejemplos: Nombre Fórmula Números de oxidación del metal Óxido de oro III Au 2 O 3 1+, 3+ Óxido de cobre II Cu 2 O 2 CuO Óxido de aluminio Cu 2 O 3 3+ Óxido de litio Li 2 O 1+ Óxido de cromo II Cr 2 O 2 CrO 2+, 3+ Simplificación de los subíndices Hay algunos metales como el Cr, el V y el Mn, entre otros, que pueden trabajar con números de oxidación mayores o iguales a 4. Para que el compuesto se considere óxido metálico, el metal debe trabajar con número de oxidación 1+, 2+ o 3+. Si el número de oxidación es más alto, aunque el elemento sea un metal, sus reglas de nomenclatura son las del los óxidos no metálicos que se estudiarán en el siguiente punto.

5 Ejercicios resueltos: Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Óxido de aluminio Al 2 O 3 Al 3+ O 2- óxido metálico Óxido de cobre I Cu 2 O Cu 2+ O 2- óxido metálico Óxido de cobalto III Co 2 O 3 Co 3+ O 2- óxido metálico Óxido de magnesio MgO Mg 2+ O 2- óxido metálico Óxido de potasio K 2 O K 1+ O 2- óxido metálico Óxido de hierro II FeO Fe 2+ O 2- óxido metálico 2.2 Óxidos no metálicos (Anhídridos).- Están formados un no metal y oxígeno. Fórmula general: AxOy. donde: A: símbolo del no metal O:símbolo del oxígeno x: subíndice del no metal = número de oxidación del oxígeno y: subíndice del oxígeno = número de oxidación del no metal

6 Nombre: Utiliza prefijos numerales. Número de átomos Prefijo 1 MONO 2 BI o DI 3 TRI 4 TETRA 5 PENTA 6 HEXA 7 HEPTA Ejemplos: CO 2 P 2 O 5 NO dióxido de carbono pentóxido de difósforo monóxido de nitrógeno El prefijo mono sólo se utiliza cuando hay un átomo de oxígeno, pero si hay un solo átomo del no metal no se usa. También se utilizan estás reglas de nomenclatura en compuestos formados por un metal y oxígeno, pero solamente si el metal tiene número de oxidación mayor o igual a 4.

7 Ejemplos: V 2 O 5 Mn 2 O 7 petóxido de divanadio heptaóxido de dimanganeso CrO 3 trióxido de cromo NOTA: Como no aparece en el cromo el subíndice 2 del número de oxidación del oxígeno, el compuesto está simplificado de Cr 2 O 6, por tanto el número de oxidación del cromo es +6. En los óxidos no metálicos o anhídridos, el oxígeno es el anión y el no metal el catión, por esto, la fórmula se inicia con el símbolo del no metal. Ejercicios resueltos: Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Pentóxido de diarsénico As 2 O 5 As 5+ O 2- Anhídrido Dióxido de azufre SO 2 S 4+ O 2- Anhídrido Trióxido de dinitrógeno N 2 O 3 N 3+ O 2- Anhídrido Pentóxido de dicloro Cl 2 O 5 Cl 5+ O 2- Anhídrido Trióxido de molibdeno MoO 3 Mo 6+ O 2- Anhídrido Monóxido de carbono CO C 2+ O 2- Anhídrido

8 EJERCICIO 10 Completa la siguiente tabla con la información solicitada. Se muestra el ejercicios resulto al final del capítulo para que usted compruebe sus respuestas. Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto CoO S 6+ O 2- Óxido de hierro III NO 2 Trióxido de renio Cu 1+ O 2- Dióxido de azufre Mn 2 O Hidróxidos metálicos.- Se caracterizan por la presencial del grupo hidroxilo (OH) 1- en su estructura. Fórmula general: M(OH)x M. símbolo del metal (OH): grupo hidroxilo x: subíndice del grupo hidroxilo = número de oxidación del metal

9 Nombre: Ejemplos: hidróxido de plata AgOH (1) hidróxido de cromo III Cr(OH) 3 Ejercicios resueltos Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Hidróxido de vanadio III V(OH) 3 V 3+ (OH) 1 Hidróxido metálico Hidróxido de zinc Zn(OH) 2 Zn 2+ (OH) 1 Hidróxido metálico Hidróxido de níquel III Ni(OH) 3 Ni 3+ (OH) 1 Hidróxido metálico Hidróxido de plomo II Pb(OH) 2 Pb 2+ (OH) 1 Hidróxido metálico 2.4 Hidruros metálicos e hidruros neutros Hidruros metálicos.- Están formados por un metal e hidrógeno. Fórmula general: MHy, donde: M: símbolo del metal H: símbolo del hidrógeno y: subíndice del hidrógeno = número de oxidación del metal IMPORTANTE: El número de oxidación del hidrógeno en los hidruros es negativo o sea H 1-. Por eso en la fórmula general se muestra al final.

10 Nombre: Ejemplos: Hidruro de oro III AuH 3 Hidruro de calcio CaH 2 Como el número de oxidación del hidrogeno es 1-, el metal no tiene subíndice. Ejercicios resueltos: Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Hidruro de sodio NaH Na 1+ H 1- hidruro metálico Hidruro de cobre II CuH 2 Cu 2+ H 1- hidruro metálico Hidruro de niquel III NiH 3 Ni 3+ H 1- hidruro metálico Hidruro de estroncio SrH 2 Sr 2+ H 1- hidruro metálico Hidruros neutros.- Están formados por un no metal del grupo IIIA, IVA o VA e hidrógeno. Fórmula general: A X H y A: no metal del grupo IIIA, IVA o VA H: símbolo del hidrógeno x: subíndice del no metal = número de oxidación del hidrógeno (H 1- ) Nombre: Utiliza prefijos numerales, como los anhídridos.

11 Ejemplos: Tetrahidruro de silicio CH 4 Trihidruro de arsénico AsH 3 Ejemplos resueltos.- Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Pentahidruro de fósforo PH 5 P 5+ H 1- Hidruro neutro Trihidruro de boro BH 3 B 3+ H 1- Hidruro neutro Tetrahidruro de silicio SiH 4 Si 4+ H 1- Hidruro neutro Trihidruro de nitrógeno NH 3 N 3+ H 1- Hidruro neutro 2.5 Hidrácidos.- Están formados por hidrógeno y un no metal de los grupos VIA o VIIA. IMPORTANTE: En estos compuestos el hidrógeno utiliza su número de 1+. oxidación más usual H 1+ Fórmula general: H x A H: símbolo del hidrógeno x: número de oxidación del no metal A:: no metal del grupo VIA ó VIIA Los elementos de los grupos VIA y VIIA tienen varios números de oxidación, pero en la formación de hidrácidos los de VIA usan -2 y los del VIIA usan -1, porque es su único número de oxidación negativo.

12 Símbolo S Se Te F Cl Br I Grupo Número de oxidación VI A 2 VI A 2 VI A 2 VII A 1 VII A 1 VII A 1 VII A 1 Nomenclatura: A continuación se muestra una tabla con los 7 hidrácidos más comunes. Con los no metales del grupo VIA Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Ácido sulfhídrico H 2 S H 1+ S 2- Hidrácido Ácido selenhídrico H 2 Se H 1+ Se 2- Hidrácido Ácido telurhídrico H 2 Te H 1+ Te 2- Hidrácido Ácido raíz terminación

13 Con no metales del grupo VIIA Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Ácido fluorhídrico HF H 1+ F 1- Hidrácido Ácido clorhídrico HCl H 1+ Cl 1- Hidrácido Ácido bromhídrico HBr H 1+ Br 1- Hidrácido Ácido yodhídrico HI H 1+ I 1- Hidrácido IMPORTANTE: Todos los compuestos que son ácidos empiezan su fórmula con el símbolo del hidrógeno H. EJERCICIO 11.- Completa la siguiente tabla con la información solicitada. Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Hidruro de plata PH 3 H 1+ S 2- Tetrahidruro de carbono CoH 2 Ácido bromhídrico Mg(OH) 2 Ba 2+ H 1- Hidróxido de oro III H 2 Se

14 TAREA 16 Complete la siguiente tabla con la información solicitada. Envié su tarea al correo electrónico de su profesor. Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Ácido sulfhídrico AuH 3 S 6+ O 2 CuOH Óxido de cobalto III CH 4 N 3+ H 1 Pentóxido de arsénico ZnO Hidróxido de hierro III H 1+ Cl 1 Trióxido de cromo II 2.6 Oxácidos.- Se forman con los mismos aniones utilizados en las oxisales que son compuestos derivados de los oxácidos, pero en lugar de un metal, tienen hidrógeno. El número de hidrógenos está determinado por

15 el número de oxidación del metal. Las terminaciones de los aniones se modifican de la siguiente forma: ATO cambia a ICO ITO cambio a OSO ANIONES 1- sulfato cambia a sulfúrico nitrito cambia a nítrico ANIONES 2- F - Fluoruro S 2- Sulfuro Cl - Cloruro Se 2- Seleniuro Br -- Bromuro Te 2- Teluriuro I - Yoduro (CO 3 ) 2- Carbonato (OH) - Hidróxido (SO 4 ) 2- Sulfato (HCO 3 ) - Bicarbonato (SO 3 ) 2- Sulfito (NO 3 ) - Nitrato (CrO 4 ) 2- Cromato (NO 2 ) - Nitrito (Cr 2 O 7 ) 2- Dicromato (MnO 4 ) - Permanganato (ClO 4 ) - Perclorato (ClO 3 ) - Clorato (ClO 2 ) - Clorito (ClO) - Hipoclorito ANIONES 3- (AsO 4 ) 3- (AsO 3 ) 3- (PO 4 ) 3- (PO 3 ) 3- Arseniato Arsenito Fosfato Fosfito Por ser compuestos ácidos, su fórmula se inicia con hidrógeno. Ejms: H 3 PO 4 ácido fosfórico H 1+ (PO 4 ) 3- HClO 2 ácido cloroso H 1+ (ClO 2 )1- H 2 CO 3 ácido carbónico H 1+ (CO 3 ) 2- El número de oxidación del anión corresponde al número de hidrógenos que tiene el compuesto.

16 Ejercicios resueltos.- En los siguientes ejercicios, los escrito con azul son las preguntas y las respuestas con negro. Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Ácido arsénico H 3 (AsO 4 ) 2 H 1+ (AsO 4 ) 3- Oxiácido Ácido nitroso HNO 2 H 1+ (NO 3 ) 1- Oxiácido Ácido sulfúrico H 2 SO 4 H 1+ (SO 4 ) 2- Oxiácido Ácido peryódico HIO 4 H 1+ (IO 4 ) 1- Oxiácido Ácido fosfórico H 3 PO 4 H 1+ (PO 4 ) 3- Oxiácido Ácido bromoso HBrO 2 H 1+ (BrO 2 ) 1- Oxiácido Ejercicios propuestos.- Complete el siguiente cuadro con la información solicitada. Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto HClO H 1+ (CO 3 ) 2- Ácido yodoso H 3 AsO 3 H 1+ (PO 3 ) 3- Ácido sulfuroso

17 EJERCICIO # 12 Complete el siguiente cuadro con la información adecuada. Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Trióxido de azufre Hidróxido de cobalto III Fosfito de cromo II Ácido hipoyodoso H 2 S HNO 3 PH 5 Mg 2+ H 1- Mn 2+ O 2- Cu 1+ Cl Sales Sales haloideas.- Se consideran derivados de los hidrácidos. Están formadas por un metal y un no metal. Se caracterizan por no tener oxígeno. Fórmula general: M x A y M: símbolo del metal A: símbolo de un no metal x: subíndice del metal y: subíndice del no metal

18 Nombre Ejemplos: NaCl Au 2 S 3 FeBr 3 K 2 Te cloruro de sodio sulfuro de oro III bromuro de hierro II teluro de potasio Ejercicios resueltos: Nombre Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto Yoduro de potasio KI K 1+ I 1- Sal haloidea Teluro de aluminio Al 2 Te 3 Al 3+ Te 2- Sal haloidea Cloruro de cobre II CuCl 2 Cu 2+ Cl 1- Sal haloidea Sulfuro de calcio CaS Ca 2+ S 2- Sal haloidea Bromuro de cobalto III CoBr 3 Co 3+ Br 1- Sal haloidea Carburo de calcio Ca 2 C Ca 2+ C 4- Sal haloidea Oxisales.- Están formadas por un metal y un anión binario (formado por dos elemento). A continuación se señalan las fórmulas de los aniones más importantes, los cuales se encuentran en su hoja de datos.

19 ANIONES 1- ANIONES 2- F - Fluoruro S 2- Sulfuro Cl - Cloruro Se 2- Seleniuro Br -- Bromuro Te 2- Teluriuro I - Yoduro (CO 3 ) 2- Carbonato (OH) - Hidróxido (SO 4 ) 2- Sulfato (HCO 3 ) - Bicarbonato (SO 3 ) 2- Sulfito (NO 3 ) - Nitrato (CrO 4 ) 2- Cromato (NO 2 ) - Nitrito (Cr 2 O 7 ) 2- Dicromato (MnO 4 ) - Permanganato (ClO 4 ) - Perclorato (ClO 3 ) - Clorato (ClO 2 ) - Clorito (ClO) - Hipoclorito ANIONES 3- (AsO 4 ) 3- (AsO 3 ) 3- (PO 4 ) 3- (PO 3 ) 3- Arseniato Arsenito Fosfato Fosfito Ejms: Na 2 SO 4 sulfato de sodio El subíndice 2 del sodio, corresponde al número de oxidación del ión sulfato (SO 4 ) 2- Fe 3 (PO 4 ) 2 fosfato de hierro II El subíndice 2 del ion fosfato, nos indica cuál de los números de oxidación del hierro se está utilizando, y el 3 del hierro es el número de oxidación del ion fosfato.

20 Ejercicios resueltos.- En el siguiente ejercicio se muestra con color azul las preguntas y con negra las respuestas. Nombre Fórmula Anión Catión Tipo de compuesto Nitrato de cobre II Cu(NO 3 ) 2 Cu 2+ (NO 3 ) 1- Oxisal Carbonato de sodio Na 2 CO 3 Na 1+ (CO 3 ) 2- Oxisal Hipoyodito de plata HIO H 1+ (IO) 1- Oxisal Sulfito de niquel III Ni 2 (SO 3 ) 3+ Ni 3+ (SO 3 ) 2- Oxisal Perclorato de oro I AuClO 4 Au 1+ (ClO 4 ) 1- Oxisal TAREA # 16 Complete la siguiente tabla con la información solicitada y envíela a l correo de su profesor. Nombre Fórmula Anión Catión Tipo de compuesto Hidróxido de aluminio HNO 3 Mg 2+ S 2 Óxido de cobre I NH 3 Carbonato de calcio

21 SO 2 Co 3+ H 1 Ácido clorhídrico V 2 O 5 K 1+ Br 1 Pentahidruro de arsénico RbH H 1+ (PO 4 ) 3 H 2 S 3. MOL Y CÁLCULOS QUÍMICOS 3.1 La mol, el N de Avogadro y cálculos con la masa de átomos y moléculas Concepto de mol El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en el estudio de de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química. MOL.- Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12. Cuando hablamos de un mol, nos referimos a un número específico de partículas. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12

22 objetos, una centena 100 y un mol son x partículas partículas. Este número se llama Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo. (Insertar figura 6.9 p. 155 Hill-Kolbe) Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento. 1 MOL de un elemento = x átomos Si tiene una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de pingpong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero NO PESAN LO MISMO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo. Lea con atención el siguiente texto que le ayudará a darle una idea de este número: De qué tamaño es el número de Avogrado? do?el número de Avogadro es tan grande, que es necesario examinar algunos ejemplos para comprender su significado, así como un viaje en automóvil de 3000 kilómetros significa poco hasta que se tiene la experiencia de conducir esa distancia. Confiamos en que al menos alguno de los ejemplos siguientes te ayude a comprender el número enorme de partículas que representa el número de Avogadro: X El número de Avogadro de copos de nieve cubriría Estados Unidos en su totalidad con una capa de aproximadamente 1000m de profundidad. 2. Si los átomos fueran del tamaño de canicas de vidrio ordinarias, el número de Avogadro de estos átomos cubriría Estados Unidos en su totalidad con una capa de alrededor de 110 Km.de profundidad. 3. Si los átomos fueran del tamaño de los chícharos, el número de Avogadro de estos átomos cubriría la superficie de la Tierra con una capa de alrededor de 15 m. De profundidad.

23 4. Si tuvieras una fortuna de X dólares, que es el número de Avogadro de dólares, podrías gastar mil millones de dólares cada segundo durante toda tu vida y esa fortuna sólo habría disminuido en 0.001%. 5. Para contar el número de Avogadro de canicas, guisantes, emparedados, dólares o cualquier otra cosa a razón de una por segundo (esto representa X s), se necesitarían planetas como la Tierra, con todos sus habitantes, con cada persona contando sin cesar durante toda una vida de 75 años. Examina los cálculos planetas con todos sus habitantes contando cada uno durante 75 años! Un mol de una sustancia contiene X partículas, un número enorme; sin embargo Un mol de agua tiene una masa de sólo 18.0 g y un volumen de 18.0 ml, que es un poco menos de cuatro cucharaditas. Un mol de cualquier gas ocupa sólo 22.4 L, suficiente para inflar un globo hasta un diámetro de 35 cm a la temperatura y presión normales. Un mol de sal, NaCl, tiene una masa de 58.5 g, una cantidad que puedes tener en la palma de la mano. Ahora sí ya has experimentado el tamaño del número de Avogadro? Sabes lo que significa un mol de una sustancia? Lo sabes si eres capaz de explicárselo a otra persona. Inténtalo! Bibliografía: Burns, R. Fundamentos de Química. 4ª. Edición. México, Pearson, Masa atómica, masa fórmula y masa molar La masa atómica de un elemento es el promedio de sus isótopos y la abundancia de cada uno de ellos, y las masas atómicas actuales están basada en el carbono 12. La masa fórmula se utiliza para describir la masa de los compuestos iónicos. La masa molar o molecular es la masa de los compuestos que existen como moléculas formadas por enlaces covalentes.

24 El cálculo de la masa fórmula o masa molecular se efectúa de la misma forma: Masa molecular lar o Masa fórmula = Suma de las masa sas atómicas de cada uno de los elementos por el número de átomos de dicho elemento. Ejemplos: Calcule la masa molecular de los siguientes compuestos. a) K 2 SO 4 (sulfato de potasio) Átomo # de átomos Masa atómica K 2 x = S 1 x = O 4 x = g b) CH3-COOH (ácido acético) Átomo # de átomos Masa atómica C 2 x = H 4 x 1.01 = 4.04 O 2 x = g c) Co 3 (PO 4 ) 2 (fosfato de cobalto II) Átomo # de átomos Masa atómica Co 3 x = P 2 x = O 8 x = g

25 3.1.3 Relación entre la mol, el N de Avogadro y la masa de átomos y moléculas. NOTA: En este apartado, al referirnos a los elementos, nos referimos exclusivamente a los átomos, sin tomar en cuenta si es molecular o no. Para cualquier ELEMENTO: 1 MOL = X ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos) Ejemplos: Moles de átomos os Átomos Gramos (Masa atómica) 1 mol de S x átomos de S g de S 1 mol de Cu x átomos de Cu g de Cu 1 mol de N x átomos de N g de N 1 mol de Hg x átomos de Hg g de Hg 2 moles de K x átomos de K g de K 0.5 moles de P x átomos de P g de P En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos: Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y es g. Entonces:

26 1 mol de Fe = g Fe 25 g Fe 1mol Fe g Fe = = moles Fe Observe que la unidad del dato y del denominador del factor de conversión son iguales para que así puedan simplificarse como se muestra en el ejercicio. Cuántos átomos de magnesio están contenidos en g de magnesio (Mg)? Este ejercicio es un relación átomos-gramos gramos, consultamos en la tabla periódica la masa atómica del magnesio, g, la relación es x átomos = g Mg g Mg x10 átomos de Mg g Mg = 8.67 x átomos de Mg = Cuántas moles átomos de K son 5.11 x átomos de potasio? En este ejercicio la relación es moles-átomos átomos, por lo tanto no es necesaria la masa atómica, la relación es 1 mol de átomos K = x átomos de K

27 5.11 x10 24 átomos de K x10 1mol 23 = 8.48 moles de K átomos de K En 3.25 moles de átomos de Na, cuántos gramos hay? Ahora la relación es gramos moles La masa atómica del sodio es g. 1 mol de átomos de Na= g Na = 3.25 mol Na 22.99g Na 1mol Na = = g Na En una muestra de 130 g de azufre (S) calcule: a) Cuántas moles de átomos hay? b) Cuántos átomos hay? a) En este inciso la relación es gamos-mol. La masa atómica del azufre es g. 1 mol de átomos de S = g de S 130 g S 1mol S g S = = 4.05 moles de S b) Ahora la relación es gramos-átomos g de S = x10 23 átomos de S

28 130 g S x átomos de S g S = 2.44 x átomos de S = Resumen de los tipos de relación utilizados: TIPO DE RELACIÓN EJEMPLOS DE PROPORCIÓN Mol-gramo 1 mol de átomos de Fe = g Átomos-gramos x 10 átomos de Mg = g Mg Mol-átomos 1 mol de átomos de K = x 10 átomos K Mol-gramo 1 mol de átomos de Na = g Na Gramos-átomos g de S = x 10 átomos S EJERCICIO # 13 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente su procedimiento. Se proporcionan los resultados en cursiva para que usted corrobore sus respuestas. Las masas atómica se utilizan redondeando a dos decimales y las respuestas también son redondeando a dos decimales. 1) Cuántos gramos hay en 5.15 moles de átomos de Ca? R = g de Ca 2) Cuántas moles de átomos de Ag contienen 7.11 x átomos de Ag? R = moles de Ag 3) Cuántos átomos de Rb hay en 100 g? R = 7.05 x átomos de Rb 4) Calcule en una muestra de 4.75 moles de Fe: a) Átomos b) Gramos R = a) 2.86 x átomos de Fe b) g de Fe

29 TAREA A # 17 Resuelva los siguientes ejercicios en hojas blancas tamaño carta, detallando claramente sus procedimientos. Entregue a su profesor en la próxima sesión. Se proporcionan las respuestas para que usted revise sus resultados. 1) Cuántos gramos de Mg contienen 9.17 x átomos de Mg? R = g Mg 2) En una muestra de 115 g de cobre, cuántas moles hay? R = 1.81 moles Cu 3) Una pieza de aluminio pesa 45 g, cuántos átomos de aluminio contiene? R = 1.00 x átomos Al 4) Calcule en 2.11 x átomos de azufre. a) Moles R = 3.50 moles de S b) Gramos R = g S En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar. Para compuestos covalentes: 1 MOL = x10 23 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos) Para compuestos iónicos: Ejemplos: 1 MOL = x10 23 FÓRMULAS UNITARIAS= MASA FÓRMULA (gramos) 1) Cuántas fórmulas unitarias hay en 225 g de NaOH? La relación es fórmula unitarias-gramos gramos, por tanto lo primero que debemos hacer es obtener la masa molecular del hidróxido de sodio. NaOH Na 1 X = O 1 x = H 1 x 1.01 = g

30 Aplicamos la relación de moléculas gramos: x fórmulas unitarias de NaOH = g de NaOH 225 g NaOH x10 moléculas 4.00 g NaOH NaOH = = 3.39 x moléculas de NaOH 2) En una muestra de 2.17 moles de sal de mesa (NaCl), cuántos gramos hay? Relación moles-gramos Como la relación involucra gramos, debemos calcular la masa fórmula del compuesto. (Nota: Recuerde que el NaCl es un compuesto iónico y lo correcto es hablar de masa fórmula y no masa molecular). NaCl Na 1 X = Cl 1 x = g 1 mol NaCl = g NaCl 2.17 moles NaCl g 1mol NaCl NaCl = = g NaCl 3) Cuántas moléculas de agua hay en 4.87 moles? La relación es moléculas-moles, por lo tanto no es necesaria la masa molecular.

31 1 mol H 2 O = x moléculas de H 2 O 4.87 moles H x10 moléulas de H O 1mol de H 2O = 2.93 x moléculas de H 2 O 3) Cuántas fórmulas unitarias de Cu 3 (AsO 4 ) 2 (arsenato de cobre II) hay en una muestra de 500 g? La relación es fórmulas unitarias-gramos. Cu 3 (AsO 4 ) 2 Cu 3 (AsO 4 ) 2 Cu 3 X = As 2 x = O 8 x = g 2 O g de Cu 3 (AsO 4 ) 2 = x fórmula unitarias de Cu 3 (AsO 4 ) g Cu 3 ( AsO4 ) x 10 fórmulas unitarias de Cu3 ( AsO4 ) g Cu3 ( AsO4) 2 = = 6.43 x fórmulas unitarias de Cu 3 (AsO 4 ) 2 4) Calcule en 7.22 x moléculas de CO 2 (bióxido de carbono) a) Gramos b) Moles a) Relación moléculas-gramos Masa molecular CO 2 C 1 X = O 2 x = g

32 44.01 g de CO 2 = x molécula de CO x moléculas CO x g CO 23 2 moléculas CO 2 = g de CO 2 c) Relación moléculas-moles x molécula de CO 2 = 1 mol de CO x moléculas CO x 10 1mol CO 23 2 moléculas de CO 2 = EJERCICIO 14 = moles de CO 2 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Se proporcionan las respuestas para que usted revise sus resultados. 1) Cuántas fórmulas unitarias hay en 2.15 moles de KCl? R = 1.29 x fórmulas unitarias de KCl 2) Cuántas moles están contenidas en una muestra de 150 g de azúcar (C 12 H 22 O 11 )? R = 0.44 moles de C 12 H 22 O 11 3) Cuál es la masa de 6.18 x moléculas de H 2 CO 3? R = g de H 2 CO 3 4) En 670 g de C 2 H 5 OH (alcohol etílico) calcule: a) Moles b) Moléculas R =a) moles de C 2 H 5 OH b) 8.76 x 1024 moléculas de C 2 H 5 OH

33 TAREA 18 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Envíe sus respuestas al correo electrónico de su profesor y entregue sus procedimientos en hojas blancas tamaño carta, en la próxima sesión. 1) Cuántas moles de HNO 3 (ácido nítrico) están contenidas en 125 g? 2) En cuántos gramos de CaCl 2 (cloruro de calcio) hay 2.55 x fórmulas unitarias? 3) En moles de SO 2, cuántas moléculas hay? 4) En 2.55 x moléculas de CO 2 (bióxido de carbono), calcule: a) Moles b) Gramos 3.2 COMPOSICIÓN PORCENTUAL La composición porcentual es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos que forman un compuesto. Se calcula mediante la siguiente fórmula: % X = masa de X masa molecular (100) Donde X representa alguno de los elementos del compuesto. Ejemplos: 1) Calcule la composición porcentual de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ). Paso 1: Calcular la masa molecular o masa fórmula, según el tipo de compuesto. En este caso es masa molecular ya que la glucosa es un compuesto covalente. C 6 H 12 O 6 C 6 X = H 12 x 1.01 = O 6 x = g

34 Paso 2: Calculamos el % de cada elemento aplicando la fórmula % C = % H = % O = g g g g g g (100) = % C (100) = 6.73% H (100) = 53.28% O Si sumamos los porcentajes obtenidos: = 100. La suma de los porcentajes debe ser igual a 100 o por los menos un valor muy cercano por ejemplo 99.9 ó Si la diferencia es mayor debemos revisar porque seguramente hay algún error en los cálculos. 2) Calcule la composición porcentual del CaCO 3 (carbonato de calcio) Paso 1 CaCO 3 Ca 1 X = C 1 x = O 3 x = g = g % Ca = (100) = 40.04% Ca g % C = (100) = 12.00% C g g % O = (100) = 47.96% O g

35 EJERCICIO # 15 Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos: a) H 3 PO 4 (ácido fosfórico) b) C 3 H 6 O (acetona) 3.3 FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR La fórmula empírica es la fórmula mínima de un compuesto.. Indica la relación más sencilla de números enteros de cada elemento presente en un compuesto. La fórmula molecular es la fórmula real, ya que indica el número de átomos de cada elemento, presentes en el compuesto. A partir de la fórmula molecular podemos obtener la fórmula empírica si dividimos todos los subíndices entre el mínimo común divisor, pero todos deben ser divisibles de lo contrario la fórmula empírica y la molecular son iguales. Ejemplos: Nombre Fórmula molecular Fórmula empírica Glucosa C 6 H 12 O 6 CH 2 O 12 Butano C 4 H 10 C 2 H 5 Sacarosa C H 22 O 11 C 12 H 22 O 11 Acetileno C 2 H 2 CH Benceno eno C 6 H 6 CH

36 La fórmula empírica de dos compuestos diferentes puede ser igual como en el caso del benceno y el acetileno, ya que la relación mínima de sus átomos es la misma.. No así, la fórmula molecular que generalmente identifica a los compuestos. En los compuestos del carbono, sucede que compuestos diferentes tengan la misma fórmula molecular, pero se difieren en su estructura, la cual determina propiedades distintas, aún cuando el número de átomos de cada elemento sea igual. Cálculo de la fórmula empírica y molecular. A partir de la composición porcentual de un compuesto podemos calcular la fórmula empírica ya partir de éste la molecular. Ejemplos: 1) Determine la fórmula empírica y molecular de un compuestos que contiene 32.4% de Na, 22.6% de S y 45.1% de O. Su masa molecular es 142 g/mol. PASO 1: Tomar una base de 100 g, de acuerdo a la cual, 100 g de compuesto tienen tantos gramos de cada elemento como indique el porcentaje. En nuestro ejemplo la cantidad de gramos es igual al porcentaje porque se toma como base 100 g g de Na 22.6 g de S 45.1 g de O

37 PASO 2: Calcular las moles de cada átomo. 1mol 32.4 g Na mol 22.6 g S S g 1mol O 45.1 g O g Na g = = 1.41moles Na moles S = 2.82 moles O PASO 3: Dividir las moles obtenidas entre el valor más pequeño. El valor más pequeño es Para Na: = Para S: = Para O : = PASO 4: Los cocientes obtenidos, representan los subíndices de cada elemento. Estos números deben ser enteros sin redondear. FÓRMULA EMPÍRICA: Na 2 SO 4 PASO 5: Calcular la masa fórmula o masa molecular de la fórmula empírica. Na 2 SO 4 Na 2 x = S 1 x = O 4 x = g/mol

38 Na 2 SO 4 Na 1 x = S 1 x = O 4 x = g PASO 6: Dividir la masa molecular o masa fórmula real que proporciona el ejercicio como dato, entre la masa molecular o masa fórmula de la fórmula empírica para obtener una valor n que es el número de veces que la fórmula molecular es mayor que la empírica. Este valor n se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica y así obtenemos la molecular. n = 142 g / mol g / mol = , por tanto la fórmula molecular es igual a la empírica. FÓRMULA MOLECULAR: Na 2 SO 4 2) Un hidrocarburo tiene una masa molecular de 58.2 umas. Si el porcentaje de carbono es 82.7%, cuál es la fórmula molecular del compuesto? Si el compuesto es un hidrocarburo está formado solo por carbono e hidrógeno. Para obtener el % de hidrógeno, restamos de 100 el % de carbono: = 17.3 % de H

39 PASO 1: Tomar una base de 100 g, de acuerdo a la cual, 100 g de compuesto tienen tantos gramos de cada elemento como indique el porcentaje g de C 17.3 g de H PASO 2: Calcular las moles de cada átomo 1mol 82.7 g C g 1mol 17.3 g H 1.01 g = = 6.89 moles C moles H PASO 3: Dividir las moles obtenidas entre el valor más pequeño. El valor más pequeño es Para el C: = Para el H = PASO 4: Los cocientes obtenidos, representan los subíndices de cada elemento. Estos números deben ser enteros sin redondear. Si aparece un número decimal como en este caso, el 2.5 del hidrógeno, deben multiplicarse ambos valores por el número entero más pequeño cuyo producto con el decimal sea un entero. En este caso debemos multiplicar por 2.

40 Para el C: 1 x 2 = 2 Estos números son los subíndices de Para el H: 2.5 x 2 = 5 la fórmula empírica FÓRMULA EMPÍRICA: : C 2 H 5 PASO 5: Calcular la masa fórmula o masa molecular de la fórmula empírica. C 2 H 5 C 2 x = H 5 x 1.01 = umas Expresamos la masa en umas para que concuerde con la unidad que se utilizó en el dato de masa molécula real que da el ejercicio. PASO 6: Dividir la masa molecular o masa fórmula real que proporciona el ejercicio como dato, entre la masa molecular o masa fórmula de la fórmula empírica para obtener una valor n que representa el número de veces que cabe la fórmula empírica y la molecular. Este valor n se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica y así obtenemos la molecular umas n = = umas Multiplicamos los subíndices de la fórmula empírica C 2 H 5 x 2 FÓRMULA MOLECULAR = C 4 H 10 Aunque el problema sólo solicitaba la fórmula molecular, es necesario obtener la empírica. 10

41 A continuación se muestra una tabla de las equivalencias más comunes entre decimales y el número entero más pequeño por el cual debe ser multiplicado el decimal para que se un entero Valor decimal Multiplicar por ) La vitamina C presente en frutos cítricos tales como el limón, la naranja y la toronja tiene la siguiente composición porcentual % de C, 4.64% de H y el resto e oxígeno. Si su masa molecular es 176 g/mol. Cuál es la fórmula molecular de la vitamina C? Calculamos el porcentaje de oxígeno restando de 100 los otros dos porcentajes: = 54.45% de O PASO 1 Base: 100 g g C 4.64 g H g O

42 PASO 2 1mol gc g H 1mol 1.01 H g H 1mol go C gc O g = = = 3.41molesC 4.59moles H 3.40moles PASO C : = 1.00 H : = O : = PASO 4 Tenemos un número decimal El factor adecuado es 3 porque 1-35 x 3= 4.05 el cual si se puede redondear a 4. Entonces multiplicamos todos los cocientes por 3. PASO 5 C 3 H 4 O 3 FÓRMULA EMPÍRICA: C 3 H 4 O 3 C 3 x = H 4 x 1.01 = 4.04 O 3 x = g

43 PASO n = = Los subíndices de la fórmula empírica se multiplican por 2: FÓRMULA MOLECULAR MOLECULAR C 6 H 8 O 6 A continuación se muestra un diagrama del procedimiento para calcular la fórmula molecular de un compuesto.

44 EJERCICIO 16 Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Se proporciona la respuesta para que usted corrobor sus resultados. 1.- La estrona, hormona sexual femenina dio en el análisis el siguiente resultado: 80.0% de carbono, 8.20% de hidrógeno y 11.8% de oxígeno. Se encontró su masa molecular de 270 umas. Cuál es la fórmula molecular de la estrona? C 18 H 22 O 2 2- La nicotina, un compuesto que se encuentra en elas hojas de tabaco en una concentración de 2 a 8 %, dio en el análisis: 74.0% de carbono, 8.7% de hidrógeno y el resto es nitrógeno. La masa molecular del compuesto es igual a 162 g/mol. Cuál es la fórmula molecular de la nicotina? C 10 H 14 N Encuentre la fórmula molecular de un compuestos que contiene 83.7% de carbono, 16.3% de hidrógeno y una masa molecular de 86.0 umas. C 6 H Determine la fórmula empírica de un compuestos formado por 26.6% de potasio, 35.4% de cromo y el resto es oxígeno. K 2 Cr 2 O 7 TAREA 19 Resuelva los siguientes ejercicios. Mande sus respuestas al correo del profesor y entregue sus procedimientos en hojas blancas tamaño carta en la siguiente sesión. 1.- El etilenglicol, la sustancia empleada en los anticongelantes para autos, tiene la siguiente composición: en masa: 38.7% de carbono, 9.70% de hidrógeno y 51.6% de oxígeno. Su masa molecular es de 62.1 g/mol. Determine la fórmula molecular del etilenglicol. 2.- Determine la fórmula empírica y molecular de la epinefrina (adrenalina) una hormona secretada al torrente sanguíneo en situaciones de miedo o tensión: 50% en masa de carbono, 7.10% en masa de hidrógeno, 26.2% de oxígeno en masa y el resto es nitrógeno. El peso molecular es de 10 umas. 3.- El mestileno, un hidrocarburo presente en pequeñas cantidades en el petróleo crudo, tiene la siguiente composición 89.92% de carbono y el resto

45 es hidrógeno. Cuál es la fórmula molecular del mestileno si el peso molecular es de 121 umas? 4.- Un óxido de vanadio tiene 56.01% en masa de vanadio. Su masa molecular es 182 g/mol. Escriba la fórmula molecular y el nombre del compuesto. 5.- Determina Ela composición porcentual del (NH 4 ) 3 PO 4 (fosfato de amonio) que es un compuesto utilizado como fertilizante.

46 4. ECUACIÓN QUÍMICA 4.1 Elementos de una ecuación química Una ecuación química es una representación esquemática, mediante fórmulas y símbolos de un cambio o reacción química. Para identificar las partes de una ecuación química utilizaremos la siguiente ecuación:: Esta ecuación se lee de la siguiente forma: Dos moles de clorato de potasio sólido se descomponen por efecto del calor, en dos moles de clorur uro de potasio sólido y tres moles de oxígeno gaseoso. REACTIVOS.- Son las sustancias que reaccionan, las sustancias originales que van a combinarse, o bien una sola sustancia que va a descomponerse, y se colocan a la izquierda de la flecha. PRODUCTOS.- Son las sustancias que se forman en un cambio químico y se colocan a la derecha de la flecha

47 La flecha se lee produce o se descomponen en cuando se trata de un solo reactivo. Las letras entre paréntesis indicadas después de cada sustancia, señalan el estado físico de éstas: (s): sólido (): líquido (g): gaseoso (ac): acuoso, disuelto en agua En algunos casos, en los productos, en las sustancias que se desprenden como gases se utiliza una flechita hacia arriba y si alguno de los productos es sólido insoluble se precipita, y se utiliza una flecha hacia abajo COEFICIENTES. Son números colocados antes de cada sustancia para balancear la ecuación. Cuando el número es uno no es escribe. Ecuación química balanceada: Es una ecuación que tiene el mismo número de átomos en ambos miembros de la misma. 4.2 Tipos de reacciones químicas A continuación se ejemplifican cuatro tipos de ecuaciones generales. No todas las ecuaciones pueden clasificarse en alguno de éstos tipos. 1) Reacción de combinación o síntesis.- La forma general de este tipo de reacciones es:

48 En este tipo de reacciones dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Los reactivos pueden ser elementos o compuestos, pero el producto siempre es un compuesto. Ejemplos: Cómo puede usted observa los reactivos pueden ser elementos, compuestos o bien un compuesto y un elemento. 2) Reacción de descomposición.- La forma general de este tipo de reacciones es: En este tipo de reacciones hay un solo reactivo, el cual se descompone en uno o más productos. El reactivo siempre debe ser un compuesto, y los productos pueden ser elemento o compuestos más sencillos.

49 Ejemplos: Como puede usted observar, generalmente las descomposiciones se llevan a cabo por efectos del calor. 3) Reacción de desplazamiento sencillo.- La forma general de este tipo de reacciones es: En este tipo de reacción un elemento reacciona reemplazando a otro en un compuesto, y este elemento que es desplazado aprece como elemento libre, por esto los reactivos y los productos son un elemento y un compuesto. Para que un elemento sea desplazado, es necesario que el que lo va a desplazar, sea más activo. Los metales pueden acomodarse en un orden que se conoce como electromotriz o de actividad. A continuación se muestra esta serie incluyendo al hidrógeno aunque no es un metal. Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Cd > Ni Z Sn > Pb > (H) > Cu > Hg > Ag > Au En cuanto a los halógenos el orden decreciente de actividad es: F 2 > Cl Cl 2 > Br 2 > I 2

50 Ejemplos: El zinc es un metal más activo que el cobre y puede desplazarlo por lo que el cobre aparece en los productos como elemento libre. 4) Reacción de doble desplazamiento.- La forma general de este tipo de reacciones es: En este tipo de reacción, participan dos compuestos en los cuales el ion positivo (catión) de un compuesto, se intercambia con el catión del otro. Ejemplos: EJERCICIO # 16 EJERCICIO 17

51 Escriba sobre la línea el tipo de reacción que representa cada una de las siguientes ecuaciones. 4.3 Balanceo de ecuaciones Una ecuación química balanceada es aquella que tiene el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados. Debemos recordar que en una reacción química ordinaria no se crean ni se forman nuevos átomos, sino que éstos se reacomodan dando lugar a sustancias diferentes de las originales. Hay diferentes métodos para balancear una ecuación, y el método más adecuado depende de las características de las ecuaciones a balancear. Independientemente del método de balanceo utilizado, una vez balanceada la ecuación, debe revisar si los coeficientes tienen un común divisor, ya que los deben ser lo más pequeño posibles. Si hay ese común

52 divisor, todos los coeficientes se simplifican. Solo recuerde que con un solo número que no tenga ese divisor, no se puede simplificar ningún coeficiente Método de tanteo Este método también se conoce como de inspección. Es un método útil para ecuaciones sencillas que se basa en la prueba y el error. Ejemplos: Acomodamos debajo de la flecha los elementos que aparecen en la ecuación, dejando siempre al último el hidrógeno y el oxígeno, si es que están presentes y vamos contando los átomos del primer elemento. 1-Fe Cl - 2 H Cómo el cloro no está balanceado colocamos un 2 en el HCl ecuación. 1-Fe Cl H -2 Ya hay el mismo número de átomos en ambos miembros de la

53 Colocamos un 3 en el agua para tener 6 H. La ecuación está balanceada Método algebraico El método algebraico está basado en la resolución de ecuaciones sencillas de las que se obtienen los coeficientes que balancean la ecuación. Ejemplos: Paso 1: 1 Designar con una letra minúscula, en orden alfabético, cada sustancia de la ecuación. Paso 2: 2 Obtener una ecuación algebraica para cada elemento, siguiendo las siguientes reglas: Se utilizan los subíndices de cada elemento y la letra donde aparezca dicho elemento, sustituyendo la flecha por el signo de igual. Cuando el subíndice no está indicado, quiere decir que es igual a 1. Si un mismo elemento aparece en dos sustancias de los reactivos o de los productos, se pone el subíndice como coeficiente de la

54 Ejemplo: letra que le corresponda a esa sustancia y se suman ésas dos expresiones. C: 7a = c H: 16 a = 2d O: 2b = 2c + d Paso 3: Asignamos a la letra que aparezca más veces en ecuaciones de dos incógnitas el valor de 1. En este caso ese valor corresponde a la letra a. a = 1 C: 7(1) = c 7 = c 16 a = 2d 16 (1) = 2d 16/2 = d 8 = d 2b = 2c + d 2b = 2(7) + 8 2b = b= 22/2 b = 11 Paso 4: Los valores obtenidos se colocan como coeficientes de la ecuación. El 1 no se escribe por ser innecesario.

55 Paso 5: Revisamos que el número de átomos de cada elemento en ambos miembros sea igual. Asignamos las letras y obtenemos una ecuación para cada elemento. Li: a = 2c C: b = c H: a = 2d O = a +2b = 3c + d La letra que aparece más veces en ecuaciones con dos incógnitas es la a, entonces a = 1 a = 2c 1 = 2c ½ = c Cuando un número es fraccionario, todos los números conocidos hasta ese momento se multiplican por el denominador, para convertir la fracción a entero: a = 1 x 2 = 2 c = ½ x 2 = 1

56 Continuando con las demás ecuaciones: b =c b= 1 a +2b = 3c + d 2 + 2(1) = 3 (1) + d 4 = 3 + d 4-3 =d 1 = d K: a = b Cl: a = b O: 3a = 2c a = 1 a = b 1 = b 3a = 2c 3(1) = 2c 3/2 = c a= 1 x2 = 2 b = 1 x 2 = 2 c = 3/2 x 2 = 3

57 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 2 K- 2 2 Cl- 2 6 O- 6 Al: a = 2c O: 3a + 4b = 12 c + d H: 3a + 2b = 2d S: b = 3c a = 1 a = 2c 1 = 2c ½ = c a = 1 x 2 = 2 c = ½ x 2 = 1 b = 3c b = 3 (1) b = 3 3a + 2b = 2d 3(2) + 2 (3) = 2d 6+6 = 2d 12/2 = d 6 = d

58 EJERCICIO 18 Balancee utilizando el método algebraico las ecuaciones del ejercicio 16. TAREA 20 En una hoja blanca, tamaño carta, balancee las siguientes ecuaciones por el método algebraico y clasifíquelas de acuerdo al tipo de reacción que representan. Entregue su tarea al profesor en la próxima sesión Método redorx a) Conceptos de oxidación y reducción Las reacciones de oxidación-reducción son aquellas en las que hay transferencia de electrones. En la oxidación las sustancias pierden electrones y en la reducción ganan electrones. La sustancia que se oxida se llama agente reductor porque produce la reducción de otra sustancia y la que se reduce es agente oxidante porque produce la oxidación de otra. La oxidación siempre acompaña a la reducción ción y viceversa, alguien tiene que ceder los electrones y alguien tiene que aceptarlos.

59 El número de oxidación o estado de oxidación es un número entero positivo o negativo que se asigna a un elemento en un compuesto o ion. En la oxidación el número de oxidación aumenta y en la reducción disminuye. Insertar imagen 5.39 después de la tabla que son las dos flecha amarillas Hay ciertas reglas para determinar los números de oxidación: Los elementos sin combinarse tienen un número de oxidación = 0. El hidrógeno habitualmente tiene +1, excepto en los hidruros que es -1. El número de oxidación del oxígeno generalmente es -2, excepto en los peróxidos donde es -1. Los metales combinados con no metales, tienen número de oxidación positivo. Los números de oxidación de no metales combinados con metales, es negativo.

60 Los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA tiene número de oxidación igual al número del grupo. La suma de los números de oxidación en un compuesto siempre es cero. Ejemplos.- Calcule El número de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes compuestos. 1) H 3 PO = 0 +1x3 2x4 H 3 P O 4 El hidrógeno tiene generalmente número de oxidación +1 y el oxígeno -2. Multiplicamos los números de oxidación por el subíndice y por diferencia obtenemos el número de oxidación del fósforo (P) en ese compuesto, ya que el fósforo puede tener +/-3. y +5. Tenemos +3 y -8, la diferencia para que sea cero es +5. Este es el número de oxidación del fósforo. 2) Na 2 Cr 2 O /2 14 = 0 +1x2 +6 2x7 Na 2 Cr 2 O 7

61 El sodio (Na) elemento del grupo IA tiene número de oxidación fijo de +1, y el oxígeno -2. Multiplicamos por el número de átomos de cada uno, y la diferencia para que la suma algebraica sea cero, es +12, pero como son dos átomos de cromo, (Cr) cada uno tiene un número de oxidación de +6. 3) H 2 CO = 0 +1x2 +4 2x3 H 2 C O 3 4) Fe 2 (SO 4 ) 3 Desglosamos el paréntesis para obtener el número total de átomos de cada elemento. El hierro (Fe) tiene dos números de oxidación +2 y +3. El subíndice del ion sulfato (SO 4 ) nos indica cuál de ellos tiene., /3 24 = 0 +3x2 +6 2x12 Fe 2 S 3 O Como 3 átomos de azufre (S) el resultado de la diferencia se divide ente 3, por lo que el número de oxidación del azufre en ese compuestos es +6. b) Método redox El método redox de balanceo de ecuaciones sólo puede utilizarse en reacciones de oxidación-reducción. Ejemplos: Balancee las siguientes ecuaciones por el método redox.

62 Ejemplo1 Paso 1: 1 Asignar el número de oxidación de cala elemento para identificar el que se oxida y el que se reduce. Paso 2: 2 Escribir las semireacciones con los elementos que cambian de número de oxidación, indicando al que se oxida y al que se reduce. Paso 3: 3 Escribir sobre la flecha el número de electrones ganados y perdidos y balancear el número de átomos en la semireacción. El número de átomos en las semireacciones está balanceado, porque tiene el mismo número de átomos en ambos lados.

63 Paso 4: 4 Balancear el número de electrones ganados y perdidos multiplicando por el número entero más pequeño que los iguale. Paso 5: 5 Colocamos los coeficientes en el compuesto correspondiente y balanceamos por inspección el resto de los elementos. Note que al balancear el resto de los elementos hay necesidad de agregar al agua un coeficiente 2.

64 Ejemplo 2 Paso 1 Paso 2 Paso 3 Como en ambas semireacciones hay dos átomos, el número de electrones se multiplica por dos. Cada átomo de yodo pierde 5 electrones x 2 = 10 electrones y cada átomo de cloro gana un electrón x 2 = 2 electrones.

65 Paso 4 Ajuste redox Paso 5 Ajuste por inspección. Ejemplo 3 Paso 1

66 Paso 2 Paso 3 Paso 4 Paso 5 Hay casos en los cuales, el mismo elemento se reduce y se oxida. Este fenómeno se conoce como dismutación.

67 Ejemplo 4 Paso 1 Paso 2

68 Paso 5 Al poner los coeficientes como el elemento es el mismo sumamos los coeficientes 5 +1 = 6 y este será el coeficiente del Cl 2. EJERCICIO 19 Balancee las siguientes ecuaciones por el método redox, indicando el elemento que se oxida, el que se reduce, el agente oxidante y el agente reductor.