MANEJO DE LA NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Y LA ESTEQUIOMETRÍA

2 MANEJO DE LA NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Y LA ESTEQUIOMETRÍA Al finalizar el capitulo, el alumno nombrará los compuestos inorgánicos de acuerdo con la nomenclatura establecida en nivel internacional para su uso en la resolución de problemas químicos estequiométricos 55

Mapa Curricular de la Unidad de Aprendizaje Curso QUÍMICA 72 H Unidad de Aprendizaje 1. Interpretación de la clasificación y propiedades de la materia así como de las primeras teorías atómicas. 2. Manejo de la Nomenclatura de compuestos inorgánicos y la Estequiometría. 3. Correlación entre la teoría atómica moderna, la tabla periódica y los enlaces. 4. Determinación de la importancia de la Orgánica en el desarrollo industrial. 8 Hrs. 29 Hrs. 20 Hrs. 15 Hrs. Resultados de Aprendizaje 2.1 Formular y nombrar compuestos químicos inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión Internacional de Pura y Aplicada. 7 H 2.2. Establecer las relaciones en masa de los elementos que forman un compuesto usando las leyes ponderales para su formulación. 7 H 2.3. Balancear las ecuaciones químicas por el método Redox. 7 H 2.4. Calcular las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción utilizando los factores de: eficiencia, pureza y exceso. 8 H 56

Sumario Nombre y Formulas de los Compuestos Inorgánicos Iones Monoatómicos Positivos y Negativos Iones Poliatómicos Compuestos Iónicos Compuestos Binarios de No Metales Ácidos, Bases y Sales Usos de Algunos Compuestos Inorgánicos La Composición Cuantitativa de la Sustancias La mol Número de Avogrado Masa Molar de los Compuestos Composición porcentual de las sustancias Formulas Empíricas o Mínimas Moleculares Determinación a partir de la Composición Las Reacciones s Definición Tipos Representación Balanceo de Ecuaciones de Oxidación - Reducción. Estados de Oxidación Método de Tanteo Método Algebraico Método Redox Agentes oxidantes Agentes reductores Estequiometría Definición Factores de conversión Pureza de reactivos Calculo en las Reacciones s Reacciones Ideales Reacciones Reales RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.1. Formular y nombrar compuestos químicos inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión Internacional de Pura y Aplicada. 2.1.1 Nombre y Fórmulas de los Compuestos Inorgánicos La nomenclatura química es el sistema de nombres que utilizan los químicos para identificar a los compuestos. Cuando se descubre una sustancia nueva se debe bautizar, para distinguirla de las demás sustancias. Se explicará la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, que son compuestos que, por lo general, no contienen carbono. Los nombres comunes son nombres arbitrarios, que no se basaron en la composición de las sustancias. Antes de sistematizar la química, a una sustancia, se le asignaba un nombre casi siempre relacionado con una de sus propiedades físicas o químicas más notables. Por ejemplo el nombre del mercurio era el equivalente a "plata fluida" (quicksilver), y al óxido nitroso (N 2 O,) que se empleaba como anestésico en ortodoncia se le llamaba gas hilarante porque al inhalarlo induce la risa. Agua y amoniaco también son nombres comunes, por que ninguno de ellos proporciona información alguna sobre la composición química de la sustancia. Si a cada sustancia se le asignara un nombre común, la cantidad necesaria para aprender más de nueve millones de nombres sería astronómica. Los nombres comunes tienen sus limitaciones, pero se siguen empleando con frecuencia. Muchas veces se continúan usando en la industria, porque el nombre sistemático es demasiado largo o demasiado técnico par usarlo a diario. Por ejemplo, en construcción se llama cal viva al oxido de calcio 57

(CaO). Los fotógrafos llaman hipo al trisulfato de sodio (Na 2 S 2 O 3 ), y los nutriólogos llaman vitamina D 3 al 9,10 -secocolesta- 5, 7, 10(19)-trien-3-β-ol (C 27 H 44 O). En la tabla siguiente se muestran los nombres comunes, las formulas y los nombres sistemáticos de algunas sustancias conocidas. Los químicos preferimos usar nombres sistemáticos, porque identifican con precisión la composición química de las sustancias. El sistema de la nomenclatura inorgánica fue determinado por la Unión Internacional de Pura y Aplicada (IUPAC), International Union of Pure and Applied Chemistry), fundada en 1921. Iones Monoatómicos La asignación de nombres de los compuestos iónicos se basa en una cantidad de reglas. El anión (ión negativo) del compuesto se nombra primero y el catión (ión positivo) se nombra en segundo lugar. 1. Cationes. Un ion monoatómico es el que se deriva de un solo átomo. La mayoría de los cationes son iones monoatómicos formados por átomos metálicos. El nombre del ion es el mismo que el del metal, si el metal forma solamente un tipo de catión. Na + es el ion sodio Mg 2+ es el ion magnesio Al 3+ es el ion aluminio Ciertos metales forman más de un tipo de catión. En estos casos, la distinción entre los cationes puede hacerse indicando el estado de oxidación del catión en su nombre. El estado de oxidación se indica por un número romano entre paréntesis agregado al nombre del metal: Cu + el ion cobre (I) y Cu 2+ es el ion cobre (II) Fe 2+ es el ion hierro (II) y Fe 3 + es el ion hierro (III) Un método utilizado para distinguir entre dos tipos de iones formados por un metal, es cambiar la terminación del nombre del metal. El nombre del metal en latín se usa cuando el símbolo de éste es derivado del latín. La terminación -oso se usa en el nombre del ion del par que tiene menor estado de oxidación y la terminación -ico se usa para nombrar el ion que tiene mayor estado de oxidación. Cu + es el ion cuproso o cobre (I) y Cu 2+ es el ion cúprico o cobre (II) Fe 2+ es el ion ferroso o hierro (II) y Fe 3+ es el ion férrico o hierro (III) 2. Aniones. Los aniones monoatómicos se forman de átomos de no metales. Sus nombres se derivan reemplazando la terminación habitual del nombre del no metal por la terminación -uro: Cl - - es el ion cloruro O 2- - es el ion oxido (excepción) N 3- es el ion nitruro No obstante, no todos los iones que sus nombres terminan en -uro son monoatómicos. Iones Poliatómicos Las fórmulas de compuestos que contienen iones poliatómicos.(más de un átomo) sigue estas mismas reglas básicas. Sin embargo, se requiere más de un ion poliatómico para que la suma de los estados de oxidación sea igual a cero, la fórmula del ion poliatómico deberá encerrase entre paréntesis antes de agregar el subíndice correspondiente. El sulfato de amonio se compone del catión amonio (NH 4+ ) y el anión sulfato (SO 4 2+ ). Se necesitan dos iones amonio con una carga total de 2 + para equilibrar la carga de 2 - del sulfato de amonio se escribe (NH 4 ) 2 SO 4 Compuestos Iónicos El nombre de un compuesto iónico consta de dos partes, primero se nombra el anión y luego el catión. Muchos cationes tienen el mismo nombre que los elementos originales. Sin embargo, para los aniones formados por un solo átomo, se cambian las últimas letras del nombre del elemento correspondiente por el sufijo -uro. Por ejemplo, el ion negativo, derivado del flúor (F) es el 58

fluoruro (F - ), Así, el KF recibe el nombre de fluoruro de potasio. Resulta fácil escribir fórmulas de compuestos iónicos si se sigue una regla sencilla. La fórmula correcta contiene el mínimo número de iones positivos y negativos necesario para que la carga eléctrica total sea cero. En el cloruro de sodio las cargas iónicas son 1 + y 1 -. Como un ion de cada clase resulta en una carga total de cero, la fórmula para el cloruro de sodio deberá ser NaCl. Cuando las cargas de los dos iones no suman cero, agregamos iones de uno de los dos tipos hasta que las cargas se cancelan totalmente. En el hidróxido de calcio, un ion Ca 2+ tiene una carga de 2 + ; cada ion hidróxido tiene una carga de 1 -, así que se necesitan dos para hacer 2 -. Por lo tanto, se requieren dos iones hidróxido (2OH - ) por cada ion calcio (Ca 2+ ). El subíndice 2, escrito enseguida del paréntesis, así lo indica, de modo que la fórmula para el hidróxido de calcio es Ca(OH) 2. Números de Oxidación Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los electrones ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en los covalentes) con respecto al átomo aislado. El número (positivo en los que pierden electrones, negativo en los que ganan electrones) que indica este estado se llama número de oxidación del elemento en dicho compuesto. El número de oxidación (n.o.) se define como la carga eléctrica formal (puede que no sea real) que se asigna a un átomo en un compuesto. Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química (NH 3, ClO 3 1-, etc.), se emplea un conjunto de reglas (fácilmente deducibles a partir de la configuración electrónica), que se pueden resumir del modo siguiente: 1. El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca metálico, He, N 2, P 4, etc. (En moléculas con átomos iguales, N 2, H 2, etc., los electrones del enlace están compartidos equitativamente y no se pueden asignar a ninguno de los átomos). 2. El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, los n.o. del S 2, Cl, Na, K + y Zn 2+ son, respectivamente, 2, 1, 0, +1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas eléctricas (reales). 3. El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es 1. 4. El n.o. del O en sus compuestos es 2, excepto en los peróxidos, que es 1. 5. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1. 6. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2. 7. El n.o. del F en sus compuestos es siempre 1. El n.o. de los demás halógenos varía desde ±1 a ±7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro halógeno más electronegativo. 8. La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ion, igual a la carga del ion. Con estas reglas se puede calcular fácilmente el n.o. de cualquier elemento en una especie química. Así, en NH 3 y ClO 3 los n.o. son: N= 3, H=+1, Cl=+5 y O= 2. En la Tabla Periódica se encuentran detallados los n.o. de todos los elementos cuando forman parte de compuestos. Conviene insistir que, en general, el n.o. no representa la carga eléctrica real de un átomo en un compuesto. Por ejemplo, en NO y CaO el n.o. del O es 2 en ambos compuestos; pero en NO no existe realmente una carga de 2 en el átomo de O, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente (débilmente polar). En cambio, en CaO sí ocurre esto, porque es iónico. La Unión Internacional de Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o 59

funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos. En la nomenclatura sistemática de los compuestos formados por 2 no metales, ambos nombres van precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de átomos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N 2 O 5, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- En la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra óxido seguida del nombre del otro elemento y su estado de oxidación entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: Fe 2 O 3, óxido de hierro (III). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene estado de oxidación único, no es necesario indicar el estado de oxidación; así, Li 2 O es óxido de litio. En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con estado de oxidación 1 y se nombran con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del metal. Si el metal presenta más de un estado de oxidación se sigue la nomenclatura Stock, por ejemplo, AuH 3, hidruro de oro (III). En los hidrácidos el hidrógeno actúa estado de oxidación +1 y los no metales con sus respectivos estados de oxidación negativos; se nombran añadiendo el sufijo -uro al no-metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de hidrógeno. Los hidróxidos se nombran con la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, diciendo en primer lugar la palabra hidróxido y luego el nombre del metal Mg(OH) 2, hidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su estado de oxidación aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH) 2, hidróxido de magnesio, pero en Fe (OH) 2 será hidróxido de hierro (II) En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxiácidos se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica el estado de oxidación del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra hidrógeno ; por ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional (HClO, ácido hipocloroso). Compuestos Binarios de No-Metales Para los compuestos binarios, la terminación del segundo elemento es uro o -ido. Cuando los dos elementos son no metales, la cantidad de átomos de cada elemento se indica en el nombre de los prefijos griegos. Excepto en el caso del prefijo mono (uno), el cual se utiliza solo para el segundo no-metal. Cuando en el nombre no aparece ningún prefijo, se supone que se trata de un átomo. Además, al utilizar los prefijos griegos se elimina la vocal del prefijo para tener una mejor pronunciación, así, la oo de monóxido, o la ao de pentaóxido, tetraóxido y heptóxido. Cuadro prefijos griegos Estas reglas se utilizan para nombrar los siguientes compuestos binarios: Fórmula Nombre Se Encuentra BCl 3 PCl 5 SO 2 CO N 2 O 4 NO 2 Tricloruro de Boro Pentacloruro de Fósforo Dióxido de Azufre Monóxido de Carbono Tetraóxido de Dinitrógeno Dióxido de Nitrógeno En la producción de compuestos de boro y el refinamiento de aleaciones En la producción de materiales que contiene cloro En el aire contaminado, es peligroso y destructor Importante contaminante del aire que se producen los gases de expulsión por los automóviles y el mal funcionamiento de los hornos Componente del combustible en dos pequeños motores para cohetes en un transbordador espacial que coloca el transbordador en órbita y lo hacen regresar a tierra Un serio contaminante del aire Ahora trabajando a la inversa, a partir del nombre también podemos escribir las formulas para los 60

compuestos binarios de los no metales, como sigue: NaHSO 4 Fe(HSO 4 ) 2 KH 2 PO 4 Ca(HCO 3 ) 2 SISTEMÁTICA Hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de sodio hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de hierro (II) dihidrógeno tetraoxo fosfato (V) de potasio Hidrógeno trioxo carbonato (IV) de calcio COMÚN bisulfato de sodio bisulfato ferroso Bifosfato de potasio potásico bicarbonato de calcio Ácidos y sus Sales Las sales de hidrácidos, combinaciones binarias de F, Cl, Br, I, S 2 y Te 2 con cationes metálicos (o con el ión amonio). Aquí veremos las que proceden de oxiácidos: combinaciones de un catión metálico (o el ión amonio) y un anión procedente de un oxiácido. Formulación: Se escribe primero el símbolo del metal con un subíndice que es la carga del anión (sin signo). A su derecha se escribe el anión y como subíndice (que afecta a todo el anión) la carga del catión. Si ambos subíndices tienen divisor común, se efectúa la simplificación. Nomenclatura: Se nombra en primer lugar el anión y a continuación el catión. SISTEMÁTICA COMÚN Na 2 SO 3 Trioxosulfato (IV) de sodio sulfito de sodio CuSO 4 Tetraoxosulfato (VI) de sulfato cúprico cobre (II) Zn 2 SiO 4 Tetraoxosilicato (IV) de zinc silicato de zinc NaClO Monoxoclorato (I) de sodio hipoclorito de so dio NaClO 3 Trioxoclorato (V) de sodio clorato de sodio FeBrO 3 Trioxobromato (III) de bromato férrico hierro (III) Cr(NO 3 ) 3 Trioxonitrato (V ) de cromo nitrato crómico (III) Li 2 SO 4 Tetraoxo sulfato (VI) de sulfato d e litio litio Sales ácidas (no todos los H del oxiácido del que derivan han sido sustituidos por cationes): Cuando los iones del cristal de la sal se encuentran rodeados de moléculas de agua se dice que la sal está hidratada. Así: en el cloruro de cobalto (II) hexahidratado, CoCl 2. 6H 2 O, por cada dos iones cloruro de la sal existe un ión cobalto y seis moléculas de agua. Las sales de oxiácidos son sustancias ácidas que tienen de fórmula general H a X b O c siendo a, b, c números enteros. X es generalmente un no metal, aunque en algunos casos puede ser un metal de transición: Cr, Mn, V, Mo, W. Contienen O de ahí su nombre (n.o. = 2) en la molécula y presentan propiedades ácidas. Formulación: Los oxiácidos pueden considerarse como compuestos binarios, en los que la parte electropositiva es el ión H + y la electronegativa la constituye el anión poliatómico formado por un átomo característico central (X), al que están directamente unidos los átomos de O. Se escribe en primer lugar el H. Nomenclatura: Común: ácido + prefijo + nombre del elemento X + sufijo. El elemento X puede actuar con diferentes n.o. y por ello se utilizan pre fijos y sufijos siendo e n orden creciente de n.o.: hipo...oso...oso...ico de tal forma que cuando X: per...ico Sólo puede actuar con sólo un n.o.: terminación en ico: H 2 CO 3 : ácido carbónico (n.o. del C = +6) 61

Puede actuar con dos n.o: terminaciones oso para el menor e ico para el mayor: H 2 SO 3 : ácido sulfuroso (n.o. S = +4) H 2 SO 4 : ácido sulfúrico (n.o. S = +6) Puede actuar con tres n.o: hipo...oso (menor), oso (intermedio) y ico (mayor). Sistemática: ácido + prefijo oxo, dioxo, trioxo... (según el número de O ) + nombre del elemento X terminado en ico y con prefijo di, tri... (según sea su subíndice) + n.o. (romanos) del elemento X. De Stock: igual que la sistemática pero eliminando la palabra ácido y añadiendo al fin al de hidrógeno. El nombre del elemento X se hace terminar en ato. HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 H 2 SO 3 H 2 S 2 O 5 H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 HNO 2 HNO 3 H 3 PO 3 H 3 PO 4 H 2 CO 3 H 4 SiO 4 SISTEMÁTICA DE STOCK COMÚN ácido oxoclórico oxoclorato (I) de ácido (I) hidrógeno hipocloroso ácido dioxoclorato (III) dioxoclórico (III) de hidrógeno ácido cloroso ácido trioxoclorato (V) trioxoclórico (V) de hidrógeno ácido clórico ácido tetraoxoclorato ácido tetraoxoclórico (V (VII) de h. perclórico II) ácido trioxosulfúrico (IV) ácido pentaoxodisulfúri co (IV) ácido tetraoxosulfúrico (VI) ácido hepta oxod isulfú rico (V I) ácido dioxonítrico ( III) ácido trioxonítrico (V) ácido trioxofosfórico (III) ácido tetraoxofosfórico (V) ácido trioxocarbónico ácido tetraoxosilícico trioxosulfato (IV) de h. pentaoxodisulfat o (IV) de h. tetraoxosulfato (VI) de h. heptaoxodisulfat o (VI) de h. dioxonitrato (III) de hidrógeno trioxonitrato (V) de hidrógeno trioxofosfato (III) de hidrógeno tetraoxofosfato (V) de h. trioxocarbonato de hidrógeno tetraoxosilicato de hidrógeno ácido sulfuroso ácido disulfuroso ácido sulfúrico ácido disulfúrico ácido nitroso ácido nítrico ácido fosforoso ácido fosfórico ácido carbónico ácido ortosilícico H 3 BO 3 H 2 MnO 4 HMnO 4 H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 SISTEMÁTICA DE STOCK COMÚN ácido trioxob trioxoborato (III) ácido órico ( III) de hidrógeno ortobórico ácido tetraoxomangana ácido tetraoxomangáni to (VI) de h. mangánico co (V I) ácido tetraoxomangá nico (V II) ácido tetrao xocró mico (VI) ácido hepta oxod icróm ico (V I) tetraoxomangana to (VII) de h. tetraoxocromato (VI) de h. heptaoxodicroma to (VI) de h. ácido permangánico ácido crómic ácido dicrómico Los prefijos meta y orto se utilizan par a distinguir dos ácidos del mismo elemento con el mismo n.o. y que sólo se diferencian por su contenido de H y O. Así, en los ácidos HPO 3 y H 3 PO 4, el fósforo tiene el mismo n.o. (+5). (La fórmula del segundo se obtiene añadiendo dos átomos de H y un átomo de O a la fórmula del primero). Para distinguirlos, el primero se denomina ácido metafosfórico y el segundo ácido ortofosfórico. Como este último es el más importante, se denomina simplemente ácido fosfórico. Un método para formular oxiácidos consiste en añadir moléculas de agua a los óxidos no metálicos correspondientes, siendo sus etapas: Formular el óxido del no-metal Añadir 1 molécula de agua para obtener la forma "meta" y 3 moléculas de agua para la forma "orto" La fórmula de cualquier ácido META funciona para oxiácidos que tienen 3 o más hidrógenos. La fórmula del ácido meta es Ácido orto- H 2 O Simplificar la fórmula si es necesario. Recopila información documental sobre nomenclatura de la Unión Internacional de Pura y Aplicada. 62

Elabora un informe sobre la recopilación documental de la nomenclatura de la Unión Internacional de Pura y Aplicada. Elabora un mapa conceptual de los iones monoatómicos y poliatómicos. Realiza los ejercicios propuestos en el presente manual. Compara los resultados de los ejercicios con tus compañeros. RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.2. Establecer las relaciones en masa de los elementos que forman un compuesto usando las leyes de ponderación para su formulación. 2.2.1 La Composición Cuantitativa de la Sustancias. Para fabricar un producto no es suficiente conocer las sustancias que éste contiene. Un artista puede crear un lienzo de increíbles colores a partir de pocos pigmentos. Un farmacéutico puede combinar las mismas drogas en cantidades diversas, para obtener efectos distintos en sus pacientes. Los cosméticos, los cereales, los productos de limpieza y los analgésicos muestran, en sus etiquetas, una lista de los ingredientes con que se fabricaron. En cada uno de esos productos, la clave de su fabricación exitosa es la cantidad de cada ingrediente. La industria farmacéutica mantiene una reglamentación estricta sobre las cantidades de ingredientes en los medicamentos que compramos. Las fórmulas de las gaseosas y de la mayor parte de los cosméticos son consideradas secretos propios del fabricante. Puede suceder que diferencias pequeñas en la composición de esos productos ocasionen grandes pérdidas o demandas de los clientes. La composición de los materiales es un concepto importante en química. La relación numérica entre los elementos de un material, y la medición de cantidades exactas de sustancia están entre las tareas fundamentales del químico. El mol En el Universo, como en la vida cotidiana, observamos que existen relaciones de cantidad entre elementos que integran un conjunto. Por ejemplo: El famoso cuarteto de Liverpool, Los Beatles, constituía un conjunto de cuatro elementos Cada equipo de fútbol soccer cuenta con 11 personas en el terreno de juego. Para jugar un partido de dobles en tenis se requieren dos parejas de jugadores. Tres docenas de huevos constan de 36 unidades. Así, en tu vida cotidiana empleas ciertas unidades para medir cantidades de objetos. Por ejemplo, cuando compras un par de zapatos, adquieres dos unidades; una docena de calcetines equivale a 12 pares (24 calcetines); un millar de hojas de papel contiene 1000 hojas. De la misma manera, al efectuarse una reacción o cambio químico intervienen cantidades definidas de sustancias que reaccionan entre sí para obtener un producto. La unidad de medida que se utiliza para determinar las cantidades de sustancias es el mol, 63

una unidad del SI que se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo de carbono 12 (que son los átomos de carbono más abundantes en la Naturaleza). Pero, cuántos átomos están contenidos en 12 gramos de esos átomos de carbono? Dibujo Átomos contenidos, en 12 g de carbono. La respuesta es verdaderamente asombrosa: existen 6.023 x 10 23 átomos, o sea 602 000 000 000 000 000 000 000! átomos, es decir, seiscientos dos mil trillones de átomos!. De esta manera se dice que la cantidad de una sustancia que contiene (Este valor se puede emplear tanto para átomos como para moléculas) 6.023 x 10 23 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) es un mol de dicha sustancia. Este número es conocido como Número de Avogadro en honor al científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856). N A = 6.023x10 23. De esta manera, un mol de aluminio estará formado por 6.023 x 10 23 átomos de aluminio; en tanto que un mol de agua lo forman 6.023 x 10 23 moléculas de agua. Igualmente podemos referirnos a un mol de arroz que contendrá 6.023 x 10 23 granos de arroz, como un mol de melones (que es imposible contar y observar) sería igual a 6.023 x 10 23 melones. A partir de esta lógica podremos afirmar que la masa de un mol de melones es igual a la masa de un mol de sandías? Tal como ya te percataste, el número de Avogadro (N A ) es muy grande, pero es como cualquier otro número de los muchos que existen en la Naturaleza y que tienen magnitudes mayores, semejantes o menores, por ejemplo: El radio del Universo se ha calculado en 1.22 x 10 23 Km, cuyo valor en metros es de 1.22 x 10 26 m y 1.22 x 10 28 cm. La última cantidad se escribe y nombra así: 12 200 000 000 000 000 000 000 000 000, o sean doce mil doscientos cuatrillones de centímetros. Su valor en kilómetros es parecido en magnitud al número de Avogadro (N A ). La masa del Sol es de 2 x 10 27 toneladas, que equivalen a 2 x 10 30 kilogramos o 2x10 33 gramos. Al comparar el número de Avogadro con cualquiera de esas tres magnitudes observarás que dichas cifras son mucho mayores que el número de Avogadro. La masa de la estrella Betelgeuse, situada en la constelación de Orión, es 50 veces mayor que la masa solar, es decir tiene 1 x 10 35 gramos que se escribe y lee así: 100 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000, cien mil quintillones de gramos. Para mantener encendido un foco de 100 watts durante una hora se requiere que pasen por el filamento 1.8 x 10 22 electrones, valor cuya magnitud es menor a la del número de Avogadro. Betelgeuse se encuentra a 650 años luz de distancia, lo que corresponde a una magnitud de 9.4608 x 10 12 m. Masa Molar de los Compuestos La masa molar de un átomo es la masa de un mol de átomos. Asimismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus unidades en química son g/mol). La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma). Determinación La masa de un mol de átomos de un cierto elemento se puede consultar en la tabla periódica química. Por ejemplo, en la casilla del cobre aparecen siempre dos números, el número atómico (que es el número de protones existentes en su núcleo) y la masa atómica. 64

Cuántos gramos pesa 1 mol de cobre? Así, un mol de átomos de cobre tiene una masa de 63.55 g. MCu = 63.55 g/mol Tanto la masa atómica como el número de Avogadro (N A ) son razones unitarias, por lo que pueden expresarse de la manera siguiente: Así, el factor NA permite transformar moles (n) en número de átomos (N); Como ves, la masa atómica (PM) te permite transformar el número de moles (n) en masa Para lograr la transformación inversa y determinar cuántos moles (n) corresponden a una cierta cantidad de masa (P Mc u ), se emplea la misma razón unitaria, pero invertida: Cuántos moles de cobre hay en 25 gramos de cobre? Observa que -en ambos casos- numerador y denominador son la misma cosa. Igual a tener 1 mol de cobre que 63.55g de cobre o que 6.023 x 10 23 átomos de cobre. Obtendremos lo mismo. Coloca el dato de masa y multiplícalo por la inversa de la razón unitaria: En ningún caso utilizar P.M., ya que el concepto es masa molar Estas dos razones unitarias nos permiten: Transformar moles en números de partículas. Transformar moles en gramos. En este caso puedes emplear la relación n = m/pm, donde: n = número de moles m = masa de la sustancia en gramos PM 10 = masa atómica o molecular en g/mol Ejemplos: Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2.5 moles de dicho elemento?. Sea N el número de átomos buscados. Basta multiplicar el dato por la razón unitaria del número de Avogadro para encontrar el resultado. Mol expresado en gramos El mol (n) es la masa de cualquier elemento o compuesto que puede expresarse en gramos y es numéricamente igual a la masa atómica o molecular. Matemáticamente lo anterior se representa con la fórmula: Ejemplos: Calcula la cantidad de moles que existe en 15 g de aluminio. En la tabla periódica podemos localizar la masa atómica del aluminio (26.98 g/mol); la masa en gramos (m) es de 15, por tanto, aplicando la fórmula obtenemos: 65

Cuántos moles de átomos de plata tenemos en un anillo que contiene 6.02x10 22 átomos?. La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%. En este caso se empleó la relación contraria al del ejemplo anterior, esto es: Composición porcentual de las sustancias Por ciento quiere decir, partes por cien partes. Igual que cada rebanada de un pastel es un porcentaje de todo el pastel, cada elemento de un compuesto es un porcentaje de todo el compuesto. La composición porcentual de una sustancia es el por ciento en masa de cada elemento del compuesto. La masa molar representa la masa total, o el 100 % del compuesto o sustancia. Así, la composición porcentual del agua, H 2 O, 11.11% de H y 88.88% de O, en masa de acuerdo con la Ley de Composición definida, la composición porcentual debe ser igual, sin importar el tamaño de la muestra que se analice. La composición porcentual de una sustancia se puede calcular a partir del conocimiento de la formula y de los datos experimentales. A partir de la fórmula La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, para así poder determinar la pureza del mismo. Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H 2 O 2 ) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H 2 O 2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g, respectivamente. La composición porcentual de H 2 O 2 se calcula de la siguiente forma: 2 x 1.008 g %H = x 100% = 5.926% 34.02 g 2 x 16.00 g %O = x 100% = 94.06% 34.02 g La suma de los porcentajes es 5.926% + 94.06% = 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos. Ejemplo: El ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. Solución: La masa molar de H 3 PO 4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es: 3(1.008 g) %H = x 100% = 3.086% 97.99 g 30.97 g %P = x 100% = 31.61% 97.99 g 66

4(16.00 g) %O = x 100% = 65.31% 97.99 g La suma de los porcentajes es 3.086 + 31.61 + 65.31 = 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos. A partir de datos experimentales El hecho de que sea posible determinar la fórmula empírica de un compuesto conociendo su composición porcentual, permite identificar experimentalmente los compuestos. El procedimiento es el siguiente: Primero, el análisis químico indica el número de gramos de cada elemento presente en una determinada cantidad del compuesto. Después las cantidades en gramos de cada elemento se convierten a número de moles. Por ultimo, se determina la formula empírica del compuesto. Como un ejemplo especifico, considera el compuesto etanol. Cuando el etanol se quema, se forma dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O), en ese momento está presente el carbono (C) como el hidrogeno (H) y también podría haber oxígeno. (El oxígeno molecular se agrego en el proceso de combustión, pero parte del oxígeno puede también provenir de la muestra original del etanol). La masa de CO 2 y de H 2 O producidas pueden determinarse midiendo el aumento en la masa de los absorbentes de CO 2 y H 2 O, respectivamente. Supone que en un experimento la combustión de 11.5 g de etanol produjo 22.0 de CO 2 y 13.5 g de H 2 O. Se puede calcular la masa de carbono e hidrógeno en la muestra original de 11.5 g de etanol como sigue: Así, 11.5 g de etanol contiene 6.00 g de carbono y 1.51 g de hidrogeno. El resto debe ser oxigeno, cuya masa Masa de O = masa de la nuestra (masa de C +masa de H) = 11.5 g (6.00 g + 1.51 g) = 4.0 g El número de moles de cada uno de los elementos presentes en 11.5 g de etanol es 1 mol C moles de C = 6.00gC x = 0.500 mol C 12.01g C 1 mol H moles de H = 1.51gH x = 1.50 mol H 1.008g H 1 mol O moles de O = 4.0gO x = 0.25 mol O 16.00g O Cada uno de los valores encontrados se divide entre el más pequeño de los encontrados con el fin de obtener números enteros, en caso de no suceder esto se deberá multiplicar por el entero más pequeño posible que me de un entero. Así para el caso anterior O.5/0.25 = 2 1.5/0.25 = 6 0.25/0.25 = 1 De esta forma, la fórmula del etanol es C 2 H 6 O Ahora se entiende mejor la palabra empírica, que literalmente significa basado solo en observación y en mediciones. La formula empírica del etanol se determina por el análisis de compuesto en función de los elementos que lo forman no es necesario conocer como se encuentran unidos los átomos entre si en el compuesto. Integra más información del concepto de mol, el número de Avogadro y masa molar. 67

También podemos trabajar en reversa a partir de las proporciones molares: Analiza en equipo el concepto de mol, el número de Avogadro y masa molar; elaboren un informe con las conclusiones del análisis. Realiza un cuadro resumen del procedimiento para determinar el porcentaje en masa de las sustancias. Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica. El Mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro en masa. Cuál es su fórmula empírica? Digamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73.9 gramos de mercurio y 26.1 gramos de cloro. Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales? Para el mercurio: (73.9 g)*(1 mol/200.59 g) = 0.368 moles Realiza los ejercicios propuestos en el presente manual. Para el cloro: (26.1 g)*(1 mol/35.45 g) = 0.736 mol Cuál es la proporción molar de los dos elementos? 2.2.2 Formulas Compara los resultados de ejercicios con tus compañeros. Empíricas o Mínimas Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. Estas proporciones son ciertas también al nivel molar. Entonces, el H 2 O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. De la misma manera, 1.0 mol de H 2 O está compuesta de 2.0 moles de hidrógeno y 1.0 mol de oxígeno. ( 0.736 mol Cl/0.368 mol Hg) = 2.0 Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. Fórmula empírica del compuesto sería: HgCl 2 Moleculares La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el masa molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de C, 4.58 % de H, y 54.50 % de O, en masa. 68

El masa molecular de este compuesto es de 176 uma. Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica? En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos: 40.92 gramos C 4.58 gramos H 54.50 gramos O Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así: Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3.406 o sea la del oxígeno): Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. 1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos. Es decir C 3 H 4 O 3 C = (1.0)*3 = 3 H = (1.333)*3 = 4 O = (1.0)*3 = 3 Esta es nuestra fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero y la fórmula molecular? Nos dijeron que la masa molecular de este compuesto es de 176 uma. Cuál es la masa molecular de nuestra fórmula empírica? (3*12.011)+(4*1.008)+(3*15.999)=88.062 uma El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. (176 uma / 88.062 uma) = 2.0 Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta. Entonces, la fórmula molecular será: 2* C 3 H 4 O 3 = C 6 H 8 O 6 Determinación a partir de la composición Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar cuantitativamente como reaccionaron y así poder calcular características cuantitativas de estas. Entre otras, su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia. A esto se le conoce como análisis cuantitativo. Análisis de combustión Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O 2 en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO 2 y el hidrógeno en H 2 O. La cantidad de carbono producida se determina midiendo la cantidad de CO 2 producida. Al CO 2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO 2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra. De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H 2 O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio. Cuál será la proporción entre los dos valores? 69

Ejemplo: consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O. Al quemar 0.255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0.561 g de CO 2 y 0.306 g de H 2 O. Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, Cuántas moles de C tenemos? Dado que un mol de CO 2 tiene una mol de C y dos de O, y tenemos 0.0128 moles de CO 2 en la muestra, entonces hay 0.0128 moles de C en nuestra muestra. Cuántos gramos de C tenemos? Cuántas moles de Hidrógeno tenemos? Dado que una mol de H 2 O tiene una mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0.017 moles de H 2 O, tendremos 2*(0.017) = 0.034 moles de H. Como el hidrógeno es casi 1 gramo/mol, entonces tenemos 0.034 gramos de hidrógeno en la muestra. 0.0042 moles Oxígeno Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros: C = 3.05 átomos H = 8.1 átomos O = 1 átomo Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica: C 3 H 8 O Realiza un mapa conceptual de las formulas empíricas y moleculares. Construye una tabla con los cálculos necesarios para obtener las fórmulas empíricas y moleculares. Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos: 0.154 gramos (C) + 0.034 gramos (H) = 0.188 gramos Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0.255 gramos. La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico: Propón cinco ejemplos para la determinación de la composición y 5 a partir de datos experimental. Compara estos ejemplos con tus compañeros de equipo. 0.255 gramos - 0.188 gramos = 0.067 gramos (O) Pero esto cuantas moles de O representa? Entonces resumiendo, lo que tenemos es: Realiza los ejercicios propuestos en el presente manual. 0.0128 moles Carbono 0.0340 moles Hidrógeno 70

Compara los resultados de ejercicios con tus compañeros. RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.3 Balancear las ecuaciones químicas por el método Redox. 2.3.1 Las Reacciones s. Definición Un primer paso para representar lo que ocurre cuando el gas propano se quema al aire, (combustión), consiste en colocar en una ecuación, cada una de las substancias químicas involucradas en el proceso: CH 3 CH 2 CH 3 +O 2 CO 2 + H 2 O En una ecuación de este tipo, todas las substancias colocadas a la izquierda de la flecha, se llaman Reactivos o Reaccionantes y todas las substancias colocadas a la derecha, se llaman Productos. La flecha que separa los productos de los reactivos se lee como Produce. Así pues, en términos del lenguaje cotidiano, la anterior ecuación puede leerse como: Propano mas oxígeno, produce bióxido de carbono mas agua Una ecuación química, tal como ha sido escrita la anterior, nos dice simplemente, que el gas metano reacciona con el oxígeno para formar bióxido de carbono y agua. Pero en un sentido estricto, no es una ecuación, por cuanto no es una igualdad. Para que esta expresión sea realmente una igualdad, es necesario que a cada lado de la flecha, existan las mismas cantidades de cada uno de los átomos involucrados. Balancear una ecuación, es entonces escribir la expresión de acuerdo con la Ley de la Conservación de Masa: CH 3 CH 2 CH 3 +5 O 2 3 CO 2 +4 H 2 O En toda Ecuación, los números que aparecen como Subíndices, se refieren siempre a la proporción de átomos de cada especie dentro de cada molécula. Los números colocados como Coeficientes, se refieren siempre a la proporción en que interactúan las diferentes moléculas, en una reacción particular. Nuevamente, en términos del lenguaje escrito, la anterior ecuación puede leerse ahora como: Cuando una molécula, (o mol), de gas propano reacciona con cinco moléculas, (o moles), de oxígeno, se producen tres moléculas, (o moles), de bióxido de carbono y cuatro moléculas, (o moles), de agua El escribir las reacciones químicas en forma de verdaderas ecuaciones matemáticas, es una habilidad que el estudiante debe desarrollar. Con frecuencia se asume el balance de ecuaciones químicas, como el producto de una actividad tortuosa o misteriosa o en el mejor de los casos, producto del asar; sin embargo, esta actividad es mas frecuente de lo que lo que pensamos: Supone que debes preparar un refrigerio para 20 personas y que cada plato debe contener 5 nueces, (5 Nu), tres camarones, (3 Ca), un limón, (1 Li) y dos papas (2 Pa). Si tomásemos cada uno de los componentes de este refrigerio como si fuesen elementos químicos, entonces la fórmula molecular de un refrigerio de este tipo podría representarse por Nu 5 Ca 3 LiPa 2 y la ecuación de la reacción por: 100Nu+60Ca+20Li+40Pa 20 Nu 5 Ca 3 LiPa 2 O simplificando, 5 Nu+3 Ca+Li+2 Pa Nu 5 Ca 3 LiPa 2 71

Obsérvese que el balance de esta ecuación es necesario para tener conciencia de las proporciones individuales de cada ingrediente, al momento de servir cada plato y para conocer la cantidad de cada uno de los ingredientes al momento de realizar las compras, (entiéndase, estequiometría). Gracias al gran sentido de las proporciones que tienen nuestras madres, siempre nos levantamos satisfechos de la mesa y podemos reflexionar entonces, sobre cosas tales como, el origen de las posibles asociaciones entre la química y el arte culinario. Combustión del Propano Oxidación del hierro Tipos Precipitación Foto Las reacciones de precipitación son un tipo particular de reacciones en fase acuosa, que se caracterizan por la formación de un producto insoluble a partir de dos substancias que se hallan en solución; el producto insoluble recibe el nombre genérico de "precipitado" y en general se le da este nombre, a cualquier producto insoluble que se desprende de una solución y se separa por decantación. Esta forma de representar las reacciones químicas, se conoce como "Ecuaciones Moleculares", debido a que en ellas se escriben cada una de las substancias como si en el medio acuoso, realmente existiesen estas especies en su forma molecular. Aun cuando esta forma de escribir las reacciones es útil por cuanto describen la identidad de los reaccionantes y de los productos, dicha notación es inexacta en la medida en que no describe lo que realmente ocurre en la solución. En primer lugar, en medio acuoso, ninguna de estas especies existe como unidad molecular sino como iones individuales. En segundo lugar, estas reacciones ocurren entre especies iónicas, es decir, solo intervienen o participan del proceso, unos pocos iones. Los iones existen no solo en solución sino además, en estado gaseoso y en el sólido cristalino. Frecuentemente se emplean ecuaciones iónicas para representar los cambios químicos, porque mediante esta forma se puede entender mejor la esencia del proceso. Así, por ejemplo, en la tercera ecuación, los iones sodio y nitrato son superfluos en la reacción, no participan de ella y en verdad, la reacción ocurre exactamente igual entre soluciones de sulfato de plata y cloruro de potasio. Una forma mas precisa de escribir estas mismas reacciones, es mediante "Ecuaciones Iónicas", en las cuales aparecen solamente las especies iónicas involucradas: Sistema NaCl + AgNO3 AgCl Pb2+(aq)+I-(aq) PbI2(s) PO43-(aq)+Ca2+(aq) Ca3(PO4)3(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) AgCl(s) Las siguientes ecuaciones describen algunos ejemplos de reacciones de precipitación: Pb(NO 3 )2(aq)+NaI(aq) PbI 2 (s)+nano 3 (aq) K 3 PO 4 (aq)+cacl 2 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s)+kcl(aq) AgNO 3 (aq)+nacl(aq) AgCl(s)+NaNO 3 (aq) Algunos ejemplos típicos de reacciones de precipitación los constituyen la formación de estalactitas a partir de soluciones saturadas de carbonato de calcio en algunas cavernas, la precipitación de carbonatos en una planta de sosa cáustica y la precipitación de oxalato de calcio en los cálculos renales. Sistema KI + Pb(NO 3 ) 2 PbI 2 Foto 72

Combustión Los elementos combustibles de la mayoría de las sustancias combustibles son, el carbono, el hidrógeno y una pequeña cantidad de azufre. Los cálculos se realizan mediante algunas reacciones químicas de estas sustancias con el oxígeno, teniendo en cuenta que: a) El combustible es un único compuesto químico, (sustancia pura), o bien una mezcla de sustancias puras, (mezcla de gases combustibles). b) El combustible, si es un líquido o un sólido, (fuel, carbón, etc.), es una mezcla de diversos compuestos cuya composición química se puede determinar. En cualquier caso, los elementos combustibles son sólo el C, H 2 y S y las reacciones de combustión se pueden reducir, cuando se trata de combustibles sólidos o líquidos, a las tres siguientes: Los gases que se desprenden del combustible sólido son hidrocarburos ligeros CH 4, pesados C 2 H 4, C 2 H 2, C 6 H 6 y en algunos casos el CO y el SO 2, de forma que: completa posible, por lo que es necesario exista aire en exceso. Un elevado exceso de aire es desfavorable porque disminuye la temperatura de combustión, arrastrando, además, un elevado número de calorías que se pierden por los humos, al tiempo que se provoca la aparición de los NOx. Combinación (Síntesis) Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se puede obtener otra (u otras) con propiedades diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar en cantidades perfectamente definidas, y para producirse efectivamente la combinación se necesitará liberar o absorber calor (intercambio de energía). Ejemplos: una cierta cantidad de cobre reaccionará con el oxígeno del aire cuando se le acerque la llama de un mechero, entonces se combinan el cobre y oxígeno, gracias a la energía proporcionada por el calor de la llama del mechero. S + Fe = FeS Azufre calor hierro sulfuro de hierro (II) Para que se posible la reacción química entre el S y el Fe es fundamental entregarles calor. Descomposición Es un fenómeno químico, y a partir de una sustancia compuesta (formada por 2 ó más átomos), puedo obtener 2 ó más sustancias con diferentes propiedades. Si la combustión es incompleta algunos gases combustibles escapan sin arder, encontrándose en los humos gases como el CO y algunos hidrocarburos. En general, el oxígeno debe ser abundante para que la combustión sea lo más Ejemplos: al calentar óxido de mercurio, puedo obtener oxígeno y mercurio; puedo hacer reaccionar el dicromato de amonio para obtener nitrógeno, óxido crómico y agua. (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + 4H 2 O + Cr 2 O 3 dicromato de amonio nitrógeno agua óxido crómico 73

Para que sea posible la reacción química de descomposición del dicromato de amonio debe haber calor. Sustitución Simple En las reacciones de sustitución sencilla, un elemento reacciona reemplazando a otro en un compuesto. Las reacciones de sustitución sencilla también se llaman reacciones de reemplazo, de sustitución o de desplazamiento. En este texto se describirán dos tipos generales de reacciones de sustitución sencilla: 1. Un metal (A) sustituye a un ion metálico en su salo ácido. B puede ser un ion metálico o ion hidrógeno. A + BZ AZ + B 2. Un no metal (X) sustituye a un ion no metálico en su salo ácido. B puede ser un ion metálico o un ion hidrógeno. X + BZ BX+Z En el primer caso, la sustitución depende de uno de los dos metales que intervienen en la reacción, A y B. Es posible acomodar los metales en un orden que se llama serie electromotriz o de actividad. Cada elemento de la serie desplazará a cualquier otro, que lo siga, de su sal o ácido. Por ejemplo, el zinc desplazará a los iones de cobre (Il) de una sal de cobre(ll) corno puede ser el sulfato de cobre(ii), CuSO 4. Aunque el hidrógeno no es un metal, está incluido en esta serie: Li, K, Ha, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au En términos generales, todos los metales anteriores al hidrógeno desplazarán a los iones hidrógeno que formen parte de un ácido. Los metales más reactivos (U, K, Ha, Ca y Na) sustituyen a un hidrógeno del agua para formar el hidróxido metálico y gas hidrógeno. Deberás ser capaz de completar y balancear las ecuaciones de reacción de sustitución sencilla utilizando esta serie y de clasificar el tipo de reacción. En el segundo tipo de reacción de sustitución sencilla, cuando un no-metal desplaza al otro nometal de su sal o ácido, la reacción depende de los dos metales involucrados, X y Z. Existe una serie semejante a la serie electromotriz o de actividad para los no metales halógenos F 2 Cl 2, Br 2 y I 2. El bromo desplaza a los iones yoduro de una sal yoduro en solución acuosa, el cloro desplazará al ion bromuro o al ion yoduro y el flúor desplazará a cualquiera de los tres iones halógenos. Esta serie sigue la disminución en las propiedades no metálicas en la familia de los halógenos de acuerdo con la tabla periódica. Doble Sustitución En las reacciones de doble sustitución participan dos compuestos en la reacción, el ión positivo (catión) de un compuesto se intercambia con el ion positivo (catión) del otro compuesto. En otras palabras, los dos iones positivos intercambian iones negativos (aniones). Las reacciones de doble sustitución también se llaman de metátesis que significa "un cambio en el estado, en la sustancia o en la forma" o reacción de doble descomposición. Esta reacción se representa con la ecuación general: AX + BZ AZ + BX En las reacciones de doble sustitución hay cuatro partículas separadas A, X, B y Z mientras que en las reacciones de sustitución sencilla sólo hay tres, A, B y Z. En las reacciona de doble sustitución las partículas son iones, mientras que en las de sustitución sencilla A no es un ion, sino un metal o no metal libre. Las reacciones de sustitución sencilla dependen de la serie electromotriz o de actividad, lo que no sucede con las reacciones de doble sustitución. Las reacciones de doble sustitución por lo general se llevarán a cabo si se cumple una de las tres condiciones siguientes: 74