2016

Etapa Presencial Ingreso 2016

MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2016

ETAPA PRESENCIAL: MÓDULO QUÍMICA INGRESO 2016

“Aprende de quienes pueden enseñarte. No existe nadie tan sabio que no pueda aprender algo nuevo. Como tampoco persona tan pobre que no tenga algo para enseñar. ¡Aprende! Pero sobre todo aprende a vivir. ¡Enseña! No permitas que la vida te pase a vos sin que la vivas” Autor anónimo.

“El buen profesor ya no está en un estrado, bombeando conocimientos a alta presión en el interior de receptáculos pasivos… Es un alumno veterano ansioso por ayudar a sus noveles” William Osler

¡Bienvenido/a a la Universidad!, estamos aquí para acompañarte y transitar junto a tu lado en esta nueva etapa de tu vida. Dr. Exequiel Porta Coordinador del Módulo

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a química es una de las ciencias que se ocupa del estudio de la naturaleza y se haya en íntima relación con la física, las matemáticas, la biología y la geología. Es la ciencia que se encarga del estudio de la composición, la estructura y las propiedades de la materia y los cambios que ésta sufre. La historia de esta ciencia es demostrativa de la capacidad de progreso del hombre. La química nació con el descubrimiento del fuego, ya que con él pudieron trabajarse los metales y así se conocen objetos de oro de una época anterior a los 5000 años antes de Cristo (a. de C.). La plata comenzó a utilizarse más o menos por la misma época y el cobre comenzó a utilizarse siglos más tarde, hacia el año 4000 a. de C., dónde se estableció la Edad de Bronce. En el Egipto de las antiguas dinastías y en los inicios de la civilización griega, el bronce (aleación de cobre y estaño) equivalía al hierro de la revolución industrial. Los fenicios adquirieron gran prestigio como artesanos del bronce. Luego, hacia el año 1200 a. de C., provino la Edad de Hierro, cuando el hombre aprendió a trabajar este metal al fuego. De todas las antiguas civilizaciones, la más avanzada en las técnicas químicas fue la egipcia. Los egipcios fabricaron vidrios y esmaltes, emplearon el cuero, la lana, el algodón y el lino que teñían con colorantes de varios tipos fabricados por ellos mismos como el índigo y la púrpura. También elaboraron perfumes, bálsamos venenos y jabones entre otras cosas. Hacia el siglo VI a. de C. las ciencias estaban sometidas a la influencia de los mitos, pero por esa época surgió un movimiento intelectual griego en donde se abordaron los problemas fundamentales de la naturaleza y la materia. Se propuso entonces que existía un principio permanente de carácter material: para Mileto (624-565 a. de C.) ese principio era el agua, para Anaxímenes (585-524 a. de C.) era el aire y para Efeso (540-475 a. de C.) era el fuego. Poco después, Empídodes de Agrigento (500-430 a. de C.) señaló que todos aquellos elementos más la tierra, constituían los fundamentos del principio único de todo. La teoría de los cuatro elementos fue aceptada por Aristóteles (384-322 a. de C.). Poco tiempo después (o incluso por esa misma época) otros dos filósofos señalaron que la materia era discontinua y que estaba formada por átomos (el ser) y por vacío (el no- ser). La existencia del vacío entre los átomos era para ellos el factor que explicaba el movimiento. Sin embargo, el átomo desapareció como realidad hasta el siglo XVII. Luego existe un gran lapso de tiempo sin grandes cambios significativos en las formas de pensar y en los aportes a la, por ese entonces “desconocida”, química. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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Durante la Edad Media, especialmente entre los siglos V y XI, la ciencia fue oscurecida por las inquietudes religiosas. Sin embargo, en el siglo VII, la ciencia reapareció de la mano de los árabes, quienes había acumulado los antiguos conocimientos de los egipcios y de la filosofía antigua a través de la escuela alejandrina, fundando una práctica: la alquimia, el precedente de la química. Los alquimistas consideraron los metales como cuerpos compuestos, resultantes de dos propiedades comunes: el mercurio, que era lo “metálico” y el azufre, que era lo “combustible”. Posteriormente consideraron un tercer principio, la sal considerada como la “solidez”. Inmediatamente consideraron la idea de conseguir la transmutación de los metales (transformación de algo en otra cosa) mediante la combinación de aquellos tres principios con el fin de generar oro a partir de metales más accesibles y baratos. Esta transformación sólo podría llevarse a cabo en presencia de los que los alquimistas denominaron la piedra filosofal. La historia de la alquimia es fundamentalmente la historia de la búsqueda de la piedra filosofal. Los trabajos de los alquimistas, aunque infructuosos en el descubrimiento de la piedra filosofal, produjeron indudables progresos a la química, puesto que descubrieron cientos de nuevas sustancias, inventaron aparatos útiles y desarrollaron técnicas empleadas tiempo después por los químicos. En el año 1661, Robert Boyle (1627-1691) rompió la tradición alquimista dado que formuló el concepto de elemento químico, que definió como “aquellos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos”. Es decir, Boyle refutó el concepto griego de los cuatro elementos y en su lugar propone que los elementos debían definirse como sustancias que no pueden descomponerse en otras más simples. Luego surgió un nuevo impedimento para el desarrollo de la química que fue un concepto expuesto por un médico alemán, G. Stahl (16601734) para explicar el fenómeno de combustión (el acto de quemar). Stahl sostuvo que todas las sustancias que podían quemarse contenían un componente llamado flogisto que era liberado al aire cuando se quemaban. Esta teoría expuesta por Stahl se difundió ampliamente. La química moderna nace en el año 1772 cuando un francés llamado Antoine Lavoiser comenzó a experimentar con la combustión. El pesaba los objetos antes y después de la combustión y así observó que al quemarse los objetos ganaban peso y observó también que si la combustión se realizaba dentro de un recipiente cerrado el peso del FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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objeto no cambiaba, aunque cambiase su forma. Entonces, según esto no había existencia del flogisto. El observó, por el contrario, que si la combustión se realizaba en presencia de aire, los elementos tomaban algo de él y, era el mismo peso que el que perdía el aire. Así, Lavoisier propuso que el aire no recibía el flogisto del objeto quemado, sino que aportaba oxígeno incorporándolo al mismo.

El método científico Para saber y entender qué es el Método Científico, partiremos con una definición de la Enciclopedia Británica: "El método científico es un término colectivo que denota los diferentes procesos que ayudan a construir la ciencia". A esta definición, se puede agregar que el método científico sirve para entender la naturaleza de la ciencia y tiene su fundamento en la observación del mundo que nos rodea. Alan E. Nourse, autor inglés de ciencia ficción (1969), se refiere al método científico en los siguientes términos: "...No hay magia en un método que nos sirve para descubrir la verdad, es tan simple y lógico para nosotros los científicos que lo usamos cotidianamente para la resolución de nuestros problemas diarios..." Esta aseveración nos permite realizar una reflexión: ¿Es tan simple y lógico...?, ¿Realmente, lo usamos en la resolución cotidiana de problemas? Antes de que se concibiera el método científico, la acumulación de conocimientos se hacía a partir de la meditación y observaciones casuales. Debieron pasar siglos para darse cuenta de que este camino era un callejón sin salida que no producía más que preguntas equivocadas. Y no fue hasta que se estableció el método científico, que la ciencia inició su crecimiento y se empezó a expandir nuestro conocimiento de las leyes naturales. Es un método imperfecto, pero lo suficientemente exitoso como para que todos los campos lo hayan adoptado, excluyendo prácticamente cualquier otro método de solución de problemas. Hoy, se puede afirmar que el método científico es un proceso creativo de resolución de problemas y en general consta de las siguientes partes o etapas: FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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1. Idea, observación. 2. Reconocimiento del problema y evaluación de evidencias. 3. Formulación de hipótesis: generación de soluciones creativas y lógicas. 4. Formulación de objetivos y métodos. Experimento controlado. 5. Prueba de hipótesis, experimentación, recolección de datos y análisis de resultados. 6. Juicios y conclusiones sobre procedimientos, resultados y teorías comparación de resultados con hipótesis). 7. Publicación de los resultados y descubrimientos.

La observación conduce a la identificación y resolución de problemas. Una vez que éstos están claramente delimitados, es inevitable la postulación de hipótesis, es decir, de explicaciones tentativas y provisorias de las situaciones problemáticas. La hipótesis, es necesaria ponerla a prueba, para lo cual se utilizan y diseñan experimentos. El experimento proporciona evidencias (datos experimentales), que permiten apreciar si se cumplen o no las predicciones derivadas de la hipótesis. El análisis y la interpretación de los datos experimentales finalmente llevan al científico a la elaboración de las conclusiones referentes a la validez de la hipótesis. Usualmente, en la literatura se encuentran algunos de los atributos personales y de razonamiento deseables para una aplicación exitosa del método científico:  Honestidad, búsqueda, persistencia, creatividad  Comunicación, sensibilidad, razonamiento lógico

 Reconocimiento de patrones, observación, abstracción  Generalización, clasificación, organización, control de variables  Planeación, predicción, visualización, definición  Toma de decisiones, medición, evaluación

Hoy en día, podemos afirmar que el método científico es el instrumento más poderoso de la ciencia; simplemente se trata de aplicar la lógica a la realidad y a los hechos que observamos. El método científico sirve para poner a prueba cualquier supuesto o hipótesis, examinando las mejores evidencias que se cuentan, ya sea a favor o en contra. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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Un ejemplo Práctico: Digamos que se desea verificar, de una vez por todas, si la Astrología (práctica que agrupa a toda la población humana en doce tipos de personalidad según su día de nacimiento, entre otras cosas) funciona o no. Apliquemos el método científico para saber si es así o no lo es. Para hacerlo, debemos seguir los siguientes pasos: Percibir el problema. Ya lo hicimos. La astrología define doce grupos de personalidad según su signo zodiacal (queremos saber si en verdad se puede clasificar a la gente de esta manera). Eliminar los prejuicios. Por lo general, el método científico tiende a eliminar el plano subjetivo en la interpretación de la realidad, pero aun así se recomienda tomar en cuenta este paso. Un prejuicio es sencillamente cualquier opinión que se tenga de algo, antes de someterlo a juicio, en nuestro caso, creer que la astrología sí funciona sólo porque la mayoría de la gente dice que funciona, o creer que no funciona porque escuchaste a un científico decir que no tiene ninguna base racional, son prejuicios. Si deseás probar algo, debés tomar una actitud imparcial y atenerte sólo a los hechos. Identificar y definir el problema. Veamos nuestro problema con más precisión. Según los astrólogos, se pueden definir doce rasgos de personalidad según el signo zodiacal en el que han nacido. Es decir, si sos Cáncer tenés una personalidad solitaria, si sos Aries sos juguetón, si sos Piscis te gusta conversar, etcétera. En definitiva: Queremos conocer si el signo zodiacal influye en la personalidad de uno. La hipótesis. Propongamos una solución a nuestro problema (aquella que creas más conveniente), en nuestro caso proponemos que el signo zodiacal sí influye de manera determinante en la personalidad de cada individuo. Recordá que la hipótesis siempre debe ser formulada de tal modo que pueda prever una respuesta (sí o no). Verificación de la hipótesis mediante la acción. Ahora comienza lo divertido, aunque muchas veces lo más difícil. Debemos encontrar hechos observables que permitan confirmar nuestra hipótesis. Se nos pueden ocurrir muchas maneras de verificar la hipótesis, siempre debemos tratar de escoger aquellos que no nos proporcionen resultados ambiguos ni incompletos. Es muy importante diseñar un experimento que pueda ser repetido por cualquier otra FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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persona, ya que un descubrimiento científico no tiene validez hasta que ha sido replicado por otro científico. Para nuestro caso, podemos emplear el mismo método usado por James Randi hace ya varios años: Conseguí una carta astral de cualquier persona de algún signo zodiacal donde se describa la personalidad del sujeto (si no podés encontrar una, podés buscar en los horóscopos de revistas o diarios), asegurate de mantener esto en secreto. A continuación, entregá individualmente a todos tus familiares, amigos y compañeros una copia de esta carta astral asegurándoles que fue hecha especialmente para él o ella. Luego de que la lean, pediles que te digan si lo escrito concuerda con su personalidad. Si encontrás que alrededor de una de cada doce de las personas entrevistadas (recuerdá, son doce signos zodiacales) confirman que el contenido de la carta astral coincide con su personalidad, entonces has encontrado una correlación poderosa. Tal vez la astrología tenga bases científicas. Ahora debés seguir diseñando nuevos experimentos para confirmar lo encontrado, de manera que tus resultados no sean sólo datos aislados y que pueden tener errores experimentales. Si encontrás otra proporción, ya sea que todos tus entrevistados, o ninguno de ellos, asegura que la carta astral describe muy bien su personalidad, entonces estás en camino de refutar tu hipótesis. Tal vez la astrología sólo es un montón de conocimientos sin fundamentos que no funciona como dice. En cualquier caso, debés seguir con la experimentación, implementando nuevas ideas y nuevos diseños. ¿Te interesa saber qué pasó con el experimento de Randi? Bueno, luego de entrevistar a cientos de personas, se comprobó que más del ochenta por ciento de la gente creía que la carta astral estaba especialmente diseñada para él o ella, cuando en realidad era la misma para todos. Resultado final, hemos comprobado que la Astrología es un mito, pues no tiene base científica que la sustente. ¿Por qué es importante la publicación de los resultados? 1) Los resultados comportamiento.

del

experimento

avalan

la

experiencia

2) Los resultados conllevan a cambiar la explicación.

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del

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Es el juicio de la comunidad científica el que decide entre las diferentes teorías expuestas por los científicos. La autoridad de la ciencia no se basa fundamentalmente en el trabajo individual, sino en el hecho de que otros puedan repetir los experimentos y obtener los mismos resultados.

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La materia y sus propiedades  Materia y cuerpo Llamamos materia a todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio, es decir, aquello que compone el universo. Por ejemplo: agua, arena, aire, etc. Un cuerpo se puede definir como una porción limitada de materia, como una tiza, una barra de hierro, un vaso con agua, etc.  Propiedades de la materia Son todas aquellas cualidades que permiten caracterizar a la materia. Se clasifican en tres grupos:  Organolépticas: son aquellas propiedades que pueden ser captadas

a través de los sentidos, por ejemplo: color, olor, sabor, etc.  Intensivas: son aquellas que no varían con la cantidad de sustancia considerada, por ejemplo: color, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, etc.  Extensivas: son aquellas que varían con la cantidad de sustancia considerada, por ejemplo: masa, volumen, peso, etc. Podemos entonces definir sustancia como la materia con las mismas propiedades intensivas, por ejemplo: el agua, la madera, etc.  Estados de agregación de la materia Existen tres estados de agregación de la materia (sólido, líquido y gaseoso) con las siguientes características: a) Sólido  poseen forma y volumen propios.  sus moléculas se disponen en orden regular (estructura cristalina).  son incompresibles.  predominan las fuerzas de atracción intermolecular sobre las de repulsión. b) Líquido  poseen volumen propio.  no poseen forma propia sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene.  sus moléculas no se hallan en ordenación regular.  son difícilmente compresibles. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2016  las fuerzas de atracción intermoleculares equilibran a las de

repulsión.  poseen superficie libre plana y horizontal.

c) Gaseoso  no poseen forma ni volumen propios, adoptan las del recipiente que los contiene.  poseen mucha movilidad molecular.  son fácilmente compresibles.  no poseen superficie libre.  las fuerzas de repulsión intermoleculares predominan sobre las de atracción.  Cambios de estado Los cambios de estado son transformaciones físicas en las cuales la materia cambia de estado de agregación, mediante una transferencia o intercambio de energía (calor). Durante dichas transformaciones, la temperatura del sistema permanece constante, denominándose Punto de Fusión, Punto de Ebullición, etc.

A los cambios de estado que se producen por absorción de calor se los denomina cambios progresivos. A los que se producen con desprendimiento de calor se los denomina regresivos.  Ejercicio 1: clasifique los cambios de estado de la materia indicando cuáles son progresivos y cuáles regresivos.

 Sistemas materiales Se denomina sistema material a un cuerpo o conjunto de cuerpos aislados para su estudio, es decir, una porción de universo aislada en forma real o imaginaria. Se pueden clasificar según dos criterios: 1) Según su composición: FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2016  Homogéneos: son aquellos que poseen las mismas propiedades

intensivas en cualquier punto del sistema. Ejemplo: agua, alcohol, aire, etc.

 Heterogéneos: son aquellos que poseen propiedades diferentes en

dos o más puntos del sistema; presentando superficies de discontinuidad (interfases). Ejemplo: agua con dos cubos de hielo, agua y arena, etc.  Inhomogéneos: son aquellos que poseen propiedades intensivas

diferentes en por lo menos dos puntos del sistema pero sin superficies de discontinuidad. Ejemplo: agua de mar, aire atmosférico, etc. 2) Según el intercambio con el medio ambiente:

 Abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía con el

medio ambiente. Por ejemplo una pava con agua hirviendo.  Cerrados: son aquellos que solo intercambian energía con el medio

ambiente. Por ejemplo, una lamparita encendida.  Aislados: son aquellos que no intercambian ni materia ni energía con

el medio ambiente. Por ejemplo, un termo cerrado.  Fase: Es cada uno de los sistemas homogéneos que componen un sistema heterogéneo, separados por superficies de discontinuidad, denominadas interfases. Un sistema heterogéneo puede ser bifásico, trifásico, tetrafásico, etc. Por ejemplo, supongamos tener un sistema material formado por agua, arena, aceite, 2 clavos de hierro y 2 cubos de hielo: es un sistema heterogéneo formado por 5 fases (hielo, aceite, agua, hierro, arena) y 4 componentes (agua, aceite, hierro y arena).

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 Ejercicio 2. Clasifique los siguientes sistemas materiales según el intercambio con el medio ambiente: 1) 2) 3) 4) 5) 6)

Una lata de gaseosa Una heladera cerrada Una conservadora Un parque Un termo Una botella con agua

 Ejercicio 3. Clasifique el siguiente sistema material, indicando tipo de sistema y fases: dos clavos de hierro, arena, alcohol, agua y sal disuelta dentro de un recipiente sin tapa.  Separación de Fases Existen varios métodos mecánicos para separar las fases de un sistema heterogéneo, dependiendo del estado de agregación de cada fase:  Solubilización: consiste en disolver uno de los componentes de una

mezcla sólida, por ejemplo, arena y sal. Se agrega agua caliente, disolviéndose la sal y permaneciendo la arena insoluble. Para la separación final del sistema se emplea el método siguiente.  Filtración

y Evaporación: consiste en filtrar el componente disuelto en el punto anterior y recuperarlo (arena y agua salada). Al filtrar, pasa el agua salada a través del filtro y queda la arena retenida en éste. Luego se evapora el agua quedando la sal en estado sólido en el fondo del recipiente.  Decantación: permite separar un sólido insoluble en un líquido (por

ejemplo, agua y arena) o dos líquidos inmiscibles de diferente densidad (por ejemplo, agua y aceite). El componente más denso se ubica en la parte inferior del recipiente. Como puede verse en la figura más adelante, esto puede realizarse volcando el líquido sobrenadante en el primer caso o por medio de una ampolla de decantación en el segundo caso.  Centrifugación:

es una decantación acelerada por fuerza centrífuga. Por ejemplo, si colocamos tinta china en un aparato denominado centrífuga, al girar a gran velocidad, decantan las partículas de carbón suspendidas obteniéndose las dos fases FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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separadas: agua y carbón. Para la separación completa, puede realizarse posteriormente una filtración o decantación.  Levigación: se emplea para separar dos sólidos por arrastre con

corriente de agua. Por ejemplo, una mezcla de corcho y arena puede separarse haciendo circular a través de él, una corriente de agua que arrastra el corcho mientras la arena permanece en su lugar.

 Tamización: se utiliza para separar dos sólidos de diferente tamaño

de partícula pasándolo a través de una tela denominada tamiz. Por ejemplo al tamizar sal fina y azúcar, como los cristales de sal son más pequeños que los de azúcar, pasan a través del tamiz mientras que los cristales de azúcar quedan retenidos.

 Sublimación: se emplea para separar un sólido volátil de otro no

volátil por sublimación. Por ejemplo, al calentar una mezcla sólida de yodo y arena, el primero volatiliza y puede recuperarse colocando sobre la mezcla una superficie fría sobre la cual condensa el vapor de yodo.  Tría: para separar cuerpos sólidos grandes mediante pinzas. Por

ejemplo, para separar trozos de corcho, cubos de hielo, clavos, etc.

 Imantación: se emplea para separar sólidos magnéticos de otros

sólidos no magnéticos, como por ejemplo, limadura de hierro y arena. Al acercar un imán al sistema, éste retiene las partículas de limadura de hierro y puede decantarse la arena. En la figura siguiente se muestran algunos de los métodos empleados en la separación de fases:

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 Mecanismo Secuencial Separativo Veamos como se plantea esquemáticamente la separación de un sistema material. Supongamos que el sistema está formado por arena, sal, limadura de hierro, limadura de aluminio y canto rodado. Imantación

Arena, Sal, Corcho, Limadura de Fe, Limadura de Al

Limadura de Fe Arena, Sal, Corcho, Limadura de Al

Tría

Arena, Limadura de Al, Agua salada

Solubilización

Corcho

Arena, Sal, Limadura de Al

Filtración

Arena, Limadura de Al

Agua salada

Evaporación

Sal

Tamización Arena

Limadura de Al

 Ejercicio 4: Proponga un mecanismo secuencial separativo para el siguiente sistema material: Arena, tres clavos de hierro, sal fina, limadura de hierro, limadura de cobre y naftalina molida.

 Dispersiones Son sistemas heterogéneos bifásicos en los cuales el componente que está en mayor proporción se lo denomina fase dispersante, y el de menor proporción, fase dispersa. De acuerdo al estado de agregación de cada fase se clasifican en:

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Nombre Sol Sólido o Agregado Suspensión (Gel o Sol)* Aerosol Sólido Emulsión Sólida Emulsión Aerosol Líquido Espuma Sólida Espuma

Fase Dispersa Sólida Sólida

Fase Dispersante Sólida Líquida

Sólida Líquida Líquida Líquida Gaseosa Gaseosa

Gaseosa Sólida Líquida Gaseosa Sólida Líquida

Ejemplo Cuarzo, Rubí Tinta China (gelatina) Humo Queso Leche Nubes Piedra pómez Cremas heladas

* Cuando la gelatina está caliente tiene un aspecto líquido y el sistema se denomina sol.

Las dispersiones pueden clasificarse también según el tamaño de las partículas que forman la fase dispersa en:  Dispersiones Groseras: la fase dispersa puede ser observada a

simple vista o por medio de una lupa. Por ejemplo, bebidas gaseosas, talco y agua, azufre y limadura de hierro, etc.

 Dispersiones Finas: son sistemas dispersos en los cuales la fase

dispersa no es observable a simple vista pero sí a través de un microscopio. Dentro de este grupo se encuentran las suspensiones como la tinta china y las emulsiones como la leche.  Dispersiones Coloidales o Soles: son sistemas heterogéneos en los

cuales la fase dispersa tiene un grado de división tal que solo puede distinguirse a través del ultramicroscopio. En este aparato, la luz incide lateralmente y las partículas suspendidas difunden la luz como puntos luminosos (efecto Tyndall). Comprenden este tipo de dispersiones los geles, el agua jabonosa, clara de huevo en agua, etc.  Dispersiones Moleculares: son sistemas dispersos que no pueden

distinguirse ni aún con el ultramicroscopio. Por lo tanto, se trata en realidad de sistemas homogéneos y es el caso de las soluciones.

 Sistemas materiales homogéneos Los sistemas homogéneos, de acuerdo a su composición, se clasifican en sustancias puras y soluciones.

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1) Sustancias puras: son sistemas homogéneos con propiedades intensivas constantes que resisten los procedimientos mecánicos y físicos del análisis. Están formadas por una sola sustancia y presentan propiedades características (propias y exclusivas) de ellas. Ejemplos: agua, sal, etc. Las sustancias puras se clasifican a su vez en:  Sustancias

Puras Simples: son aquellas que no pueden ser separadas en otras sustancias. Constituyen este grupo las sustancias elementales o elementos: Hidrógeno, Carbono, Azufre, Oxígeno, etc.  Sustancias Puras Compuestas: son aquellas que pueden originar a través de reacciones de descomposición, sustancias puras simples. Es el caso del agua, el dióxido de carbono, la sal, etc. 2) Soluciones: son sistemas homogéneos formados por dos o más sustancias puras o especies químicas. El componente que esta en mayor proporción, generalmente líquido, se denomina solvente o disolvente, y el que esta en menor proporción soluto. Si un soluto sólido se disuelve en un solvente líquido, se dice que es soluble, en cambio, si el soluto también es líquido entonces se dice que es miscible.  Métodos de fraccionamiento: son procesos físicos de separación, que permiten separar las soluciones en las sustancias puras que la componen  Destilación:

consiste en transformar un líquido en vapor (vaporización) y luego condensarlo por enfriamiento (condensación). Como vemos, este método involucra cambios de estados. De acuerdo al tipo de solución que se trate, pueden aplicarse distintos tipos de destilación: a) Simple: se emplea para separar el solvente, de sustancias sólidas disueltas (solutos). Este método se aplica principalmente en procesos de purificación, como por ejemplo, a partir del agua de mar puede obtenerse agua pura destilando ésta y quedando los residuos sólidos disueltos en el fondo del recipiente. En la figura siguiente se representa un aparato de destilación simple utilizado comúnmente en los laboratorios.

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b) Fraccionada: se emplea para separar 2 o más líquidos miscibles de puntos de ebullición diferentes aunque cercanos. El líquido de menor temperatura de ebullición destila primero. Para lograr obtener los líquidos puros se emplean columnas fraccionadoras, deflegmadoras o rectificadoras. Ejemplo: alcohol (78.5°C) y agua (100°C).

En procesos industriales, este procedimiento se lleva a cabo dentro de grandes torres de acero, calefaccionadas por gas natural, fuel oil o vapor de agua sobrecalentado. La condensación de los vapores producidos se realiza en intercambiadores de calor o condensadores con agua fría o vapor de amoníaco. Se emplean para obtener agua destilada, fraccionamiento del petróleo en la obtención de naftas, aceites, gasoil, etc.  Cristalización: se emplea para separar sólidos disueltos en solventes

líquidos. Puede hacerse por enfriamiento (disminución de solubilidad por descenso de temperatura) o por calentamiento (disminución de capacidad de disolución por evaporación del solvente).

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 Cromatografía: se emplea para separar solutos sólidos disueltos en

solventes adecuados (cloroformo, acetona, tetracloruro de carbono, etc.). Esta basado en la propiedad que tienen ciertas sustancias de absorber selectivamente a determinados solutos. Una fase, por ejemplo sólida, denominada fase fija absorbe los componentes de una mezcla. Otra fase, denominada fase móvil (líquida o gaseosa), al desplazarse sobre la fase fija arrastra los componentes de la mezcla a distinta velocidad, con lo cual se separan. Existen distintas técnicas cromatográficas: en placa, en papel, en columna (HPLG, SL, SG). En la figura siguiente se representan dos técnicas cromatográficas sencillas:

La cromatografía en placa se emplea con fines cualitativos para identificar sustancias, mientras que la cromatografía en columna, se emplea cuantitativamente para separar sustancias. En la actualidad, se emplean equipos sofisticados denominados cromatógrafos de alta presión que mediante un sistema computarizado, identifican cuali y cuantitativamente los componentes de una mezcla.

Ejercitación 1) Un sistema material está formado por alcohol, arena y limaduras de hierro, indicar justificando: a) si el sistema es homogéneo o heterogéneo. b) cantidad de fases. c) cantidad de componentes d) los métodos de separación que se pueden utilizar para separar las fases. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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2) Clasificar los siguientes sistemas en homogéneos y heterogéneos, justificando la respuesta: a) limaduras de aluminio y limaduras de hierro b) azúcar y arena c) tres trozos de hielo d) aceite y aceite e) azúcar parcialmente disuelta en agua f) sal totalmente disuelta en agua g) azufre en polvo y una barra de azufre 3) En un recipiente se colocan medio litro de agua, remaches de hierro y aceite. Indicar que tipo de sistema es, cuantas fases posee, cantidad de componentes y como se debe proceder, dando el nombre del método, para separar las fases. 4) Proporcione ejemplos de un sistema material constituido por a) dos fases y dos componentes b) tres fases y tres componentes c) cuatro fases y tres componentes d) cuatro fases y cuatro componentes 5) Un sistema se forma con partículas de yodo, sal común de cocina, polvo de carbón y limaduras de hierro. Proponga que métodos de separación utilizaría para separar las fases constituyentes. Justificar. 6) Proponga el ejemplo de un sistema material heterogéneo que para separar sus fases se utilicen los siguientes métodos de separación: a) tría, atracción magnética y filtración b) tría y levigación c) sublimación, disolución y filtración d) tamización y levigación 7) Caracterizar al sistema material constituido por un anillo de oro con una esmeralda y ocho brillantes. 8) Indicar si los siguientes sistemas son homogéneos: a. aire b. agua y aceite c. carbón y kerosén d. agua y alcohol e. leche FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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f. acero g. un vaso de whisky con hielo 9) Indicar en las siguientes proposiciones si son verdaderas o falsas. Justificar la respuesta: Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo. Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo. Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo. Un sistema con varios componentes distintos debe ser heterogéneo. 10) Nombrar todos los cambios de estado e indicar qué propiedad se mantiene constante durante cada uno. 11) Indicar la/s opción/es correcta/s: Una solución necesariamente debe poseer: 2 fases y 2 componentes 2 fases y 1 componente 1 fase y más de 1 componente 1 fase y 1 componente más de 1 fase y más de 1 componente propiedades físicas y químicas distintas en distintas porciones de su masa las mismas propiedades en toda su masa Dar ejemplos de soluciones indicando el soluto y el solvente 12) Indicar en cada caso si se trata de un fenómeno físico o químico: fermentación del vino cocción del huevo pulverización de una roca calentamiento de Fe hasta 150 °C quemar carbón obtener cubitos de hielo preparar una torta preparar salmuera 13) Definir: Sustancia pura y mezcla. ¿Qué propiedades caracterizan a una sustancia pura? 14) Explicar qué significa que una sustancia pura presenta "composición definida". FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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15) Mencionar 5 ejemplos de sustancias puras y 5 ejemplos de mezclas. 16) Buscar la correspondencia y unir mediante flechas:

-

sistema homogéneo sistema heterogéneo un solo componente más de un componente sustancia pura solución

agua-alcohol oxígeno-nitrógeno oxígeno-ozono tinta china hielo-agua

17) Completar los siguientes esquemas que representan cambios de estado de la materia a nivel submicroscópico. Fusión

Sólido (S)

Líquido (L)

Solidificación ................ (.....)

..................... (.....)

.....................

................ (...)

.......... (....) ................

................ (...)

.................. (....)

18) En un recipiente graduado se vierte agua líquida hasta que la marca leída es de 25,0 mL. En su interior se coloca un collar de oro cuya masa es

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de 25.1 gramos. El nivel del agua sube hasta llegar a 26,3 mL. Calcular la densidad del oro. 19) Un estudiante de química buscó en un manual la densidad del magnesio y la del dióxido de carbono a 25.0 ºC y 1.00 atmósferas (atm) de presión. Anotó los dos valores pero se olvidó de indicar a cuál de las dos sustancias (A o B) corresponde cada uno. ¿Podrías ayudar al estudiante a identificarlos? δA= 1,80 g/dm3 y δB= 1,84 g/cm3 19) El punto de fusión de una sustancia es de -102 ºC y su temperatura de ebullición es de 68 ºC. Determinar en qué estado se encuentra la sustancia: a) a temperatura ambiente b) a -150 ºC c) a -102 ºC d) a -100 ºC e) a 70 ºC f) a 68 ºC 20) Las siguientes propiedades fueron determinadas para un volumen dado de mercurio. Indicar cuál/es de ellas es/son intensivas y cuál/es es / son extensivas. Masa = 75 g Ebulle a 357 ºC 3 Densidad = 13.6 g/cm Suave 3 Volumen = 5.51 cm Es muy tóxico Color = blanco plateado Insoluble en agua Si su Punto de fusión = -38,40 ºC, a temperatura a ambiente es.......

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Nomenclatura y formulación de las sustancias inorgánicas Para poder estudiar Química General e Inorgánica es imprescindible establecer un lenguaje específico que nos permita identificar las sustancias a las que nos estamos refiriendo en cada momento y distinguir a unas de otras por sus nombres y fórmulas. La formulación de un compuesto, al igual que su nomenclatura (esto es, la transcripción de su fórmula en términos del lenguaje ordinario), se rige por unas determinadas normas que han sido retocadas en los últimos años con el único propósito de conseguir un lenguaje químico lo más sencillo y a la vez general posible. Un organismo internacional, la I.U.P.A.C. (International Union of Pure and Applied Chemistry), encargado de tales menesteres, ha dictado unas reglas para la formulación y nomenclatura de las sustancias químicas. Antes de proceder al estudio de tales reglas para cada tipo de compuesto es preciso conocer perfectamente los símbolos de los diferentes elementos químicos, base de esta forma de expresión. Una memorización previa de todos ellos resulta, pues, imprescindible (A partir de aquí vas a necesitar la tabla periódica). La fórmula química de un compuesto dado, además de indicar los elementos que lo constituyen, proporciona la relación numérica en que intervienen sus respectivos átomos. Tales números están relacionados con el de enlaces posibles de unos átomos con otros y dan idea de la capacidad de combinación de los elementos en cuestión. Existen tres tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos: la tradicional, la I.U.P.A.C (Union of Pure and Applied Chemistry) y la estequiométrica. La que debería utilizarse siempre es la I.U.P.A.C, pero dado que muchos de las sustancias aún se reconocen por la tradicional, es válido utilizarla también. La nomenclatura estequiométrica es la menos utilizada, aunque daremos algunos ejemplos.

Conceptos que tenemos que tener claros antes de comenzar a nombrar las sustancias  El átomo y sus componentes El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los electrones, en igual número que los protones. Un número determinado de protones es lo que caracteriza a un elemento químico concreto, y le confiere propiedades químicas únicas. El protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1836 veces mayor de la de los electrones. El neutrón, otra partícula constituyente del núcleo de los átomos, fue descubierto en 1930 por dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo. El electrón es una partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo y fue descubierto en 1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno a su núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras.  Símbolo Atómico Es el conjunto de una, dos o tres letras que se usa para representar un átomo en una fórmula química. Cuando el átomo se representa mediante una sola letra, ésta debe escribirse siempre en mayúscula. Si el símbolo está compuesto por más de dos letras, la primera de ellas debe ir siempre en mayúscula, mientras que la segunda de ellas debe escribirse siempre en minúscula. Ejemplos: Elemento Símbolo Cromo Cr Vanadio V Para describir adecuadamente un elemento químico se acompaña su símbolo atómico con subíndices y superíndices que dan información sobre su número atómico y número másico. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2016  Número atómico: es el número de protones que presenta el átomo.

 Número másico: es la suma del número de protones y neutrones del

átomo. Así, el número másico A de un átomo de símbolo E se indica por un superíndice a la izquierda (mE) y el número atómico Z se indica por un subíndice a la izquierda (zE). Ejemplo: Representaremos un átomo de azufre (S), de número másico 32 y número atómico 16: Nº másico

32

Nº atómico

16

S

 Elementos Los elementos químicos son sustancias fundamentales constituidas por átomos que tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones en sus núcleos. El número de átomos que forman un elemento es variable, y esto permite clasificarlos fácilmente en:  Elementos monoatómicos: son los constituidos por un solo átomo,

tal como ocurre en los gases nobles. Ejemplo: el helio (He).

 Elementos diatómicos: son los formados por dos átomos. En este

grupo se encuentran los halógenos y otros elementos no metálicos tales como el hidrógeno, nitrógeno u oxígeno. Ejemplo: la molécula de cloro (Cl2).

 Elementos poliatómicos: son los constituidos por más de dos

átomos. Se incluyen aquí, aquellos elementos formados por agrupaciones con un número definido de átomos (moléculas) como aquellos formados por redes indefinidas. Ejemplos: el azufre, puede representarse como una molécula constituida por 8 átomos (S8). El carbono forma redes de átomos de carbono indefinidas (son distintas las redes del grafito, del diamante y del fulereno)  Formulación de los elementos Para representar un elemento formado por moléculas con un número n definido de átomos, se escribe el símbolo atómico E con el subíndice n a

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su derecha (En). En el caso particular de los elementos monoatómicos (n = 1), por simplicidad, se omite el subíndice. Los elementos como los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón), que tienen una estructura monoatómica, se representan por su símbolo, mientras que el hidrógeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo, con una estructura diatómica, se representan por el símbolo del elemento al que se añade el subíndice 2. En el caso de moléculas poliatómicas se utiliza el subíndice que corresponda. Ejemplos:  Monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

 Diatómicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2.  Poliatómicos: P4, S6, S8.

 Nomenclatura Para nombrar cualquier elemento de fórmula molecular definida (elementos monoatómicos, biatómicos, etc.) se añade, al nombre del átomo, el prefijo numérico que indica el número de átomos de la molécula.

Prefijos 1 mono 2 di 3 tri 4 tetra 5 penta 6 hexa

7 hepta 8 octa 9 nona 10 deca 11 undeca 12 dodeca

El prefijo mono- sólo se utiliza cuando el elemento no existe normalmente en estado monoatómico. En el caso de los elementos diatómicos más comunes frecuentemente también se omite el prefijo di-. Ejemplos: Símbolo

Nomenclatura I.U.P.A.C

Nomenclatura tradicional

N Ne I2 S8

Mono nitrógeno Neón Diyodo Octa azufre

Nitrógeno atómico Neón Yodo Azufre

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 Formulación y nomenclatura de elementos de estructura

indefinida Los elementos con estructura molecular infinita o indefinida (metales y otros elementos químicos que forman redes) se representan mediante su símbolo atómico. Se nombran utilizando el nombre del átomo constituyente y mencionando su estado físico (sólido, líquido o gaseoso) si fuese necesario. Fórmula Al (sólido) Cr (sólido) Hg (líquido) Hg (gaseoso)

Nombre Aluminio Cromo Mercurio Mercurio

 Alótropos Se define como alótropo, o formas alotrópicas, a las distintas modificaciones estructurales en las que se presenta un elemento. Las formas alotrópicas se diferencian entre sí ya sea por el número de átomos o por los tipos de red cristalina en que estos se disponen. Los alótropos se formulan del mismo modo que los elementos, utilizando el símbolo atómico y el subíndice correspondiente. Ejemplos: El dioxígeno (O2) y el trioxígeno (ozono, O3) son dos formas alotrópicas del oxígeno, y el diamante y el grafito lo son del carbono (C).  Nomenclatura de los alótropos Si la forma alotrópica está compuesta por moléculas discretas que poseen un número fijo de átomos, se nombran del mismo modo visto anteriormente para elementos de estructura definida. El prefijo poli- se admite para designar números grandes y/o desconocidos. Si un elemento se presenta como una mezcla de alótropos, se denomina simplemente por el nombre del átomo. Además de la nomenclatura que debe realizarse según la I.U.P.A.C, es frecuente emplear nombres comunes para muchas de las formas alotrópicas conocidas. Muchas veces en dichos nombres se utilizan “descriptores” que pueden ser letras griegas (α, β γ, etc.), colores, nombres de minerales (grafito, diamante, etc.). Ejemplos: Fórmula O2 O3 P4

Nombre sistemático (I.U.P.A.C) Dioxígeno Trioxígeno Tetrafósforo

Nombre común (aceptado) Oxígeno Ozono Fósforo blanco

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S6 S8

Hexa azufre Octa azufre

Sn

Poliazufre

S6 + S8 + Sn

Azufre α Azufre β Azufre γ (Azufre plástico) Azufre común

Cuando un elemento posee modificaciones alotrópicas de tipo cristalino, la nomenclatura sistémica incluye términos que describen el tipo de red cristalina y como es muy complicado y, además, escapa al alcance de este curso introductoria, solamente incluiremos algunos ejemplos de nombres comunes que son los que más se utilizan. Ejemplos: Fórmula Pn Cn

Fen

Nombre común Fósforo negro Fósforo rojo Diamante Grafito Fulereno o Buckyball Hierro α Hierro β

 Isótopos Los isótopos de un elemento son los átomos que poseen el mismo número atómico pero distinto número de masa, o lo que es igual, el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Se representan por el símbolo del elemento (A), con un superíndice m a la izquierda que especifica la masa atómica, (mA). Ejemplo: El elemento carbono, de número atómico 6 y masa atómica 12, se representa por el símbolo 12C. Es un isótopo el carbono con número atómico 6 y masa atómica 13, 13C.  Nomenclatura de los isótopos Los isótopos reciben el nombre del átomo constituyente seguido del número que indica la masa atómica. Ejemplos: 12 13

C se denomina carbono-12 C se denomina carbono-13

Existe una excepción dada para el hidrógeno en donde sus isótopos los siguientes nombres y símbolos:

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Símbolo 1 H 2 H (o D) 3 H (o T)

Nombre Protio Deuterio Tritio

Estos isótopos aunque tienen propiedades físicas y químicas diferentes, se comportan exactamente igual que el hidrógeno, por lo tanto forman moléculas diatómicas: 2 3

H2 o D2, se denomina dideuterio o sólo deuterio. H2 o T2, se denomina ditritio o sólo tritio.

 Tipos de compuesto según el enlace entre sus elementos La distribución de los átomos en un compuesto por medio de los enlaces químicos suele llamarse estructura molecular. Existen varias modalidades de enlaces y las características típicas de la sustancia se deben a ellas. Cuando los átomos de un elemento pierden uno o más electrones se convierten en cationes cargados positivamente. Estos electrones son captados por los átomos de otro elemento, convirtiéndolos en elementos cargados negativamente. Como las cargas positivas y negativas se atraen, esos elementos cargados positiva y negativamente se unen mediante un enlace, llamado enlace iónico para formar un conjunto que consiste en grandes cantidades de iones de ambas clases. El compuesto resultante se llama compuesto iónico. Un ejemplo es el cloruro de sodio, que está compuesto por la misma cantidad de átomos de sodio cargados positivamente y de átomos cloro, cargados negativamente. Casi todos los compuestos iónicos contienen un elemento metálico, porque sólo estos elementos pueden perder electrones fácilmente, así como en general un elemento no metálico es el que capta los electrones. Los átomos de los compuestos que no son iónicos se mantienen unidos por enlaces covalentes. Un enlace covalente consiste en un par de electrones que son compartidos por dos átomos vecinos. Los enlaces covalentes son típicos entre los elementos no metálicos. Hay dos clases principales de sustancias con enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos covalentes reticulares. (Los términos en negrita se verán con detalle durante el cursado de la materia Química General e Inorgánica).  Molécula Es la menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia estable y posee todas las propiedades químicas de dicho elemento o compuesto. Un átomo de nitrógeno no puede existir libre en condiciones FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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normales, por lo tanto se unen dos de ellos para formar una molécula diatómica N2. Otros elementos forman también moléculas diatómicas; algunos de ellos son: fluor (F2), hidrógeno (H2), cloro (Cl2), oxígeno (O2), bromo (Br2), yodo (I2). Existen otros elementos que forman moléculas con más átomos, es así como el fósforo forma una molécula tetraatómica (P4) y el azufre, una molécula octoatómica (S8). Hay elementos que no forman moléculas poliatómicas, sino existen libremente en forma atómica; se puede considerar que forman una molécula monoatómica. Ejemplos son los metales: cobre (Cu), hierro (Fe), oro (Au), plata (Ag), etc. Se debe tener en cuenta que las moléculas de elementos están formadas por átomos de dicho elemento. A diferencia de las moléculas de los compuestos que están formadas, como mínimo, por dos átomos de elementos diferentes. Es así como la molécula del monóxido de carbono (CO) está formada por un átomo de carbono y un átomo de oxígeno, la del agua (H 2O) está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la del ácido nítrico (HNO3) formada por un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres átomos de oxígeno, se puede decir que es una molécula poliatómica.

Ejercitación 1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias: a) Aluminio b)Bromo atómico c) Tetrafósforo d) Monobromo e) Bromo f) Platino g) Cadmio h) Radón i) Cromo j) Hierro k) Cloro l) Octaazufre m) Azufre n) Monocloro ñ) Xenón o) Titanio p) Manganeso q) Magnesio r) Cobre s) Flúor 2) Nombrar las siguientes sustancias: a) Pn b) D2 c) V d) Li e) Fe f) Co g) I k) Ag l) Zn m) B n) N2 ñ) O o) K p) Sr

h) 2D i I2 r) N s) O2

j) C

3) Señalar cuál/es de los siguientes isótopos presentan una fórmula errónea: a)

18

b) 32H

8O

c)

3

1H

d) 42He

e)

12 26Mg

4) Seleccionar en cuales de las siguientes parejas, las fórmulas que representen dos formas alotrópicas de un mismo elemento. a) O2 y O3

b) 2H2 y 3H2

c) S6 y S20

d) Cn y C60

e) P4 y Pn

5) De la siguiente lista de nombres y fórmulas seleccionar aquellas que representan sustancias homoatómicas. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l) m) n)

Estaño gris Etanol (alcohol común) Sacarosa (azúcar de mesa) Sal común Aire Agua N2O (óxido nitroso) Manganeso δ Bronce 81 Br2 NO (óxido nítrico) Diamante HNO3 (ácido nítrico) O3 (ozono)

6) ¿Cuáles de las siguientes sustancias son átomos y cuáles moléculas? Escribir el nombre de las sustancias que sean átomos. a) H2O2 b) CO2 c) H d) HNO3 g) Zn h) Ar i) Fr j) SO3 k) HCl n) Sn ñ) S8 o) O2 p) CO

e) NH3 l) PH3

f) H2Cr2O7 m) Li

 Valencia Indica la cantidad de electrones que puede usar un elemento para combinarse con otro.

 Número de oxidación El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. Los protones de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga negativa de los electrones; si el número de protones y de electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro. El número de oxidación es la valencia pero con signo. En la sección anterior habíamos hablado de átomos con carga, positiva o negativa. Veamos esto con más detalle. Cuando el átomo gana o cede electrones se convierte en un ión. Entonces podemos deducir que un ión tiene carga, y que esta carga va a ser positiva o negativa, dependiendo de sí perdió o ganó electrones respectivamente. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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Debemos tener en muy en cuenta tres cosas:  El átomo no recibe electrones de “la nada”, como tampoco cede

electrones a “la nada”, sino que cuando se produce un ión, el átomo recibe electrones de otro átomo que por alguna razón tiende a cederlos. Por ende, cuando un átomo cede electrones lo hace a otro átomo que por alguna razón tiende a recibirlos.  El átomo sólo puede ceder o recibir electrones, nunca protones. Los protones no pueden salir del núcleo.  Los números de oxidación se asignan a los diferentes elementos cuando se hallan formando un compuesto. El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero. Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ión con carga positiva llamado catión, que se representa con el símbolo del elemento más la carga correspondiente al número de electrones que perdió. Para nuestro elemento A, el ión que resulta de perder un electrón se representará A+, y se dice que es un ión monopositivo; su número de oxidación es de +1, pues perdió un solo electrón, quedando con una carga positiva remanente. En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ión mononegativo, llamado anión, que representaremos A-, pues ganó un solo electrón, quedando entonces una carga negativa remanente. El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas cargas. Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por ejemplo, un ión de hierro con un estado de oxidación +3, Fe3+, se escribiría de la siguiente forma: hierro(III). El óxido de hierro, con el hierro presentando un estado de oxidación de +3, Fe2O3, se nombra como óxido de hierro(III); de esta forma se puede diferenciar del otro óxido del hierro que es el óxido de hierro (II), FeO. En estos casos no es necesario indicar si la carga del ión es positiva o negativa. En la fórmula química, el estado de oxidación de los cationes y aniones se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como ya se ha visto en Fe3+, o por ejemplo, en el oxígeno(II), O2-. No se indica el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.

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La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I2, aceptando dos electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de -1: I2 + 2e-

2I-

En la tabla periódica se muestran los números de oxidación que se asignan a los elementos. Cuando se analiza con detenimiento se advierte la existencia de ciertas relaciones entre el índice de oxidación de un elemento y su posición en el sistema periódico de modo que es posible deducir las siguientes reglas básicas:  Los elementos metálicos tienen números de oxidación positivos.

 Los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación

tanto positivos como negativos.  El número de oxidación positivo de un elemento alcanza como máximo el valor del grupo (columna) al que pertenece dentro del sistema periódico. En el caso de que tome otros valores, éstos serán más pequeños, soliendo ser pares o impares según el grupo en cuestión sea par o impar.  El número de oxidación negativo de un elemento viene dado por la diferencia entre ocho y el número del grupo al que pertenece dentro del sistema periódico.

Al igual que sucedía con los símbolos, los números de oxidación deben memorizarse, puesto que junto con los símbolos constituyen los elementos básicos de toda la formulación química. Es conveniente hacerlo por grupos de elementos con igual índice de oxidación, ya que cuando elementos diferentes actúan con idénticos índices de oxidación, dan lugar a fórmulas totalmente análogas. Los iones no sólo son formados por átomos aislados, sino también por combinación de ellos, es decir, muchas veces los iones están formados por más de dos átomos. Veamos un ejemplo con el azufre, S: Cuando el azufre se encuentra eléctricamente neutro se denomina azufre y se simboliza S. Cuando el azufre recibe dos electrones forma el anión sulfuro, y se simboliza S2-. Ahora, cuando el azufre se encuentra en estados de oxidación altos, es decir, +IV y +VI no se encuentra como el átomo con esa carga: S+4 y S+6 respectivamente, sino que con estos números de oxidación el azufre se encuentra generalmente combinado con el oxígeno (puede combinarse con otros átomos, aunque no sea común) dando aniones poliatómicos. Los iones que forma, en estos casos el azufre son el anión sulfito, SO32- y el anión sulfato, SO42-, respectivamente. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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Por eso hay que tener mucho cuidado al nombrar los iones formados por combinación de átomos, porque que un elemento se encuentre con un número de oxidación positivo no quiere decir que esté formando un catión.

Compuestos químicos, nomenclatura y reacciones de obtención Vamos a conocer ahora los distintos tipos de compuestos químicos inorgánicos, como están formados, como se obtienen y su nomenclatura. La nomenclatura, tanto de los elementos como de los compuestos, es el idioma en que se expresan las reacciones, procesos, etc., en la química y la biología. Por esta razón tenés que conocerla, comprenderla y aprenderla. Cada sustancia (ya sea un elemento o un compuesto) va a tener su propio nombre y NO HAY otra sustancia que posea ese nombre. Existe una organización, la I.U.P.A.C (The International Union of Pure and Applied Chemistry), que se ocupa de identificar cada sustancia con un nombre, de forma tal que NO QUEPA DUDA de que se trata de esa sustancia en TODO EL MUNDO. Sin embargo, hay muchas sustancias que presentan varios nombres por una cuestión histórica, estas formas de nombrarlos son aceptadas por la I.U.P.A.C, aunque se prefiere siempre la nomenclatura que esta propone. También se encarga de unificar criterios a la hora de escribir las fórmulas químicas de los elementos y los compuestos. Por ejemplo, antes la sal de mesa cloruro de sodio se escribía en símbolos de la siguiente manera: ClNa, ahora, a causa de lo dispuesto por la I.U.P.A.C se debe escribir NaCl. Todo esto tiene un fundamento el cual escapa a los alcances de este curso introductorio. Para nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de estas categorías los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, en: binarios y compuestos. También se los puede clasificar según el tipo de compuesto. Vamos a estudiarlos por esta última clasificación, indicando en cada caso, si se trata de compuestos binarios, ternarios, etc. Los compuestos inorgánicos que podemos encontrar son:

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Básicos Ácidos Óxidos Neutros Anfóteros Hidróxidos Oxoácidos Ácidos Compuestos Químicos Inorgánicos

Hidrácidos

Básicas Sales

Ácidas Neutras

Hidruros Peróxidos y Superóxidos

 Compuestos binarios: Aspectos generales Se denominan compuestos binarios aquellos que resultan de la combinación de dos elementos; por tal razón en sus fórmulas intervendrán tan sólo dos símbolos. Para fijar tanto el orden en el que éstos han de escribirse como en el que habrán de leerse, la I.U.P.A.C. ha tomado como base la siguiente secuencia de los diferentes elementos: Metales, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F

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Entre los compuestos binarios encontramos: óxidos, hidruros, peróxidos, superóxidos, hidrácidos y ciertas sales. Entre los compuestos ternarios están los oxoácidos y ciertas sales; además de ciertos compuestos denominados seudobinarios, los hidróxidos. Los estudiaremos cada uno por separado.

 Óxidos: Son compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en su número de oxidación –2, con otro elemento, E, que posee n° de oxidación positivo. Su fórmula general es: E2On Los subíndices surgen al intercambiar las valencias de ambos elementos, y como ya dijimos, indican el número de veces que ese elemento está presente en el compuesto.  Formulación: La forma más simple es a partir de sus elementos, simplemente con el número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno es, en este tipo de compuestos, siempre –2, mientras que para el otro elemento será positivo. Veamos algunos ejemplos: Na+

y

Ni3+ y

O2-

Na2O

O2-

Ni2O3

Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se simplifican para llegar a la fórmula del óxido: Ba2+ y Sn4+ y

O2O2-

S6+ y O2-

Ba2O2

BaO

Sn2O4

SnO2

S2O6

SO3

 Nomenclatura: Existen distintas formas de nombrar los compuestos químicos. Algunas, como la recomendada por la I.U.P.A.C, más nueva, pero aún se usan otras más antiguas. Es importante que las conozcas a todas, ya que trabajarás con todas ellas. FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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1) Nomenclatura por Atomicidad (I.U.P.A.C): Utiliza prefijos para cada elemento que indica la cantidad de veces que están en ese compuesto. Ejemplo para el caso de los óxidos: Na2O

Monóxido de disodio

Ni2O3

Trióxido de diniquel

BaO

Monóxido de bario

SnO2

Dióxido de estaño

SO3

Trióxido de azufre

2) Nomenclatura por Numerales de Stock (I.U.P.A.C): Primero se indica el tipo de compuesto seguido del elemento principal, con su valencia entre paréntesis y en números -romanos. Ejemplo para el caso de los óxidos: Na2O

Oxido de sodio (I)

Ni2O3

Oxido de niquel (III)

BaO

Oxido de bario (II)

SnO2

Oxido de estaño (IV)

SO3

Oxido de azufre (VI)

Cuando el elemento principal tiene una sola valencia, puede no indicarse la misma, ya que solo existe una posibilidad de formar el compuesto, pero nunca puede omitirse si tiene más de una, pues es la forma en que se diferencian los distintos compuesto que forma ese elemento. 3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto químico, y luego el elemento principal, usando diferentes terminaciones e incluso prefijos, para hacer referencia al número de oxidación del elemento principal. Hay cuatro posibilidades:  El elemento posee una única valencia: usa la terminación “ico”.

Ejemplo:

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BaO

Oxido bárico

 El elemento posee dos valencias: usa la terminación “ico”para la

mayor y “oso” para la menor. Ejemplo: SnO

Oxido estañoso

SnO2

Oxido estánico

 El elemento posee tres valencias: usa la terminación “oso” con la

menor de ellas, “ico” con la intermedia y la mayor se indica con el prefijo “per” y la terminación “ico”. Ejemplo: CrO

Oxido cromoso

Cr2O3

Oxido crómico

CrO3

Oxido percrómico

 El elemento posee cuatro valencias: la menor de todas lleva el

prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente lleva terminación “oso”, la tercera la terminación “ico” y la mayor usa el prefijo “per” y la terminación “ico”. Ejemplo: Cl2O

Oxido hipocloroso

Cl2O3

Oxido cloroso

Cl2O5

Oxido clórico

Cl2O7

Oxido perclórico

Comparemos las tres nomenclaturas para una misma serie de óxidos:

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Fórmula

Nomenclatura Tradicional

Nomenclatura por atomicidad

Cl2O

Oxido hipocloroso

Cl2O3

Oxido cloroso

Monóxido de dicloro Trióxido de dicloro

Cl2O5

Oxido clórico

Cl2O7

Oxido perclórico

Pentóxido de dicloro Heptóxido de dicloro

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Nomenclatura por Numerales de Stocks Oxido de cloro (I) Oxido de cloro (III) Oxido de cloro (V) Oxido de cloro (VII)

 El oxígeno se combinaba con diferentes tipos de elementos de la tabla periódica, lo que determina la clase de óxido formado, así como otras características, su comportamiento frente al agua y el tipo de compuesto que forman en este caso. Existen cuatro clases de óxidos:  Óxidos Básicos: se forman por combinación del oxígeno con un

elemento metálico, al disolverse en agua, producen Hidróxidos.  Óxidos

Ácidos: se forman por combinación del oxígeno con elementos no metálicos, y al disolverse en agua generan Oxoácidos.  Óxidos Neutros: se forman por combinación del oxígeno con metales y no metales, pero al mezclarse con el agua no reaccionan, por lo que no forman ni hidróxidos ni oxoácidos.  Óxidos Anfóteros: se obtienen por combinación del oxígeno con elementos como Al, Be, Zn, Ga, Sn y Pb entre otros, y según el medio en el que se encuentren, formarán hidróxidos u oxoácidos. Para entender la siguiente parte, deberás aprender primero qué es una reacción química. Una reacción química es el proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, cambian para formar una o más sustancias nuevas, llamadas productos. Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas, y por la tanto, se piensan como las ecuaciones matemáticas, en las que entre reactivos y productos hay un signo igual, generalmente representado por una flecha. Significa que todos los elementos que están presentes entre los reactivos deben estarlo entre los productos, y a la inversa. El signo “+” en la reacción, se interpreta como “se combina con” y la “flecha” se interpreta como “para formar”. Los reactivos están a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha, que hace las veces de signo igual. Entonces, los reactivos se combinan para formar productos. Pero, toda reacción FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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química es una ecuación, si la flecha representa, como dijimos antes, el signo igual, debe haber tantos sodios y tantos oxígenos de un lado como de otro. Lo cual es cierto, ya que los átomos no se crean ni se destruyen. Debemos equilibrar, balancear la ecuación, y para lograrlo, usaremos números enteros, llamados coeficientes estequiométricos, que van a multiplicar los reactivos o productos hasta que todos los elementos presentes estén en la misma cantidad de ambos lados de la flecha. Veamos algunos ejemplos en los óxidos. Reacción de obtención Los óxidos, en una reacción química, se forman a partir de sus elementos (recordá que estos tienen valencia o n° de oxidación cero).Entonces, el óxido de sodio se forma a partir de: Na (s) + O2 (g)

Na2O (s)

Hay un átomo de Na entre los reactivos y dos entre los productos, mientras que para el O la relación es inversa. ¿Por qué número deberé multiplicar al Na y/o al O para igualar la ecuación? Si comenzamos por el Na, podría multiplicar el elemento Na (en los reactivos) por 2, con eso estaría balanceado: 2Na (s) + O2 (g)

Na2O

(s)

Si a continuación quiero balancear el O, también tendría que multiplicar el óxido por 2, pero esto produce un desbalance del Na. 2Na (s) + O2 (g)

2 Na2O (s)

Pero si empiezo por balancear el O, esto no ocurre. Multiplico el óxido por 2 y queda igualado el O, ahora tengo 4 átomos de Na entre los productos, Na (s) + O2

(g)

2 Na2O (s)

Dado que el Na está en forma monoatómica en los reactivos, simplemente lo multiplico por 4, y la reacción está balanceada. 4 Na (s) + O2 (g)

2 Na2O

(s)

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Entonces, “4 átomos de Na se combinan con dos moléculas de Oxígeno para formar 2 fórmulas unidad de óxido de sodio”. Es muy importante recordar que:  solo

se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los subíndices. Un coeficiente, solo varía la “cantidad” de veces que “ese” compuesto está presente en la reacción; pero un subíndice, cambia la “identidad” del compuesto.  Las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican su estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l), gaseosos (g) o acuosos (ac). Siempre acompañan a los compuestos químicos en una reacción y a veces, permiten diferenciar entre dos compuestos con la misma fórmula y distintas características (hidruros e hidrácidos).  Hidróxidos: Se forman, como te indicamos antes, de la reacción de un óxido básico con agua, en la que se produce la combinación del grupo hidroxilo u oxidrilo (OH-) con el catión metálico. El grupo OH– es un ión poliatómico con carga negativa –1, y se lo puede tomar como si fuera un solo elemento con número de oxidación –1, por lo que estos compuestos se suelen llamar seudobinarios. Su fórmula genérica es:

Me(OH)n Me es el catión y el subíndice “n” es su valencia, que siempre se escribe fuera de un paréntesis que abarca al oxidrilo, pues significa que multiplica los dos elementos que lo componen, se interpreta como el número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) ya que la carga del oxidrilo es unitaria.  Formulación De nuevo, la manera más simple es partir desde el catión y el oxidrilo. Por ejemplo: Li+

(ac)

y

OH–

(ac)

LiOH

(ac)

Ca2+

(ac)

y

OH–

(ac)

Ca(OH)2 (ac)

Fe3+

(ac)

y

OH–

(ac)

Fe(OH)3

(ac)

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 Nomenclatura Podemos usar la nomenclatura tradicional, indicando el tipo de compuesto como “hidróxido” y utilizando las terminaciones adecuadas, según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de” seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Veamos nuestros ejemplos: LiOH

Hidróxido lítico o Hidróxido de Litio (I)

Ca(OH)2

Hidróxido cálcico o Hidróxido de Calcio (II)

Fe(OH)3

Hidróxido férrico o Hidróxido de hierro (III)

Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta que no se indique el mismo, pues se supone conocido.  Reacción de obtención Se realizan de la misma manera que para los óxidos, incluido el balanceo. Entre los reactivos están el óxido y el agua, y como producto el hidróxido. Li2O

(s)

+ H2O (l)

LiOH (ac)

En este caso, conviene empezar el balanceo por el metal y luego balancear los oxígenos e hidrógenos.

 Oxoácidos: Se forman por reacción de un óxido ácido con agua. Son compuestos de tipo ternarios, que siempre tienen Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento, que por ahora llamaremos E, y que en la mayoría de los casos es no metálico (cuando estudiemos óxidos anfóteros veremos algunos casos en los que E es un metal). La fórmula general de los oxoácidos es:

HaEbOc  Formulación Para aprender a escribir la fórmula de un oxoácido, recordemos su fórmula general: HaEbOc FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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Como siempre, cada subíndice representa, cuantas veces ese elemento está presente en el compuesto, resultando: a= n° H, b= n° E y c= n° O. Para los oxoácidos que se forman por combinación del óxido con una sola molécula de agua (más adelante veremos los casos en que se combinan con más moléculas de agua), estos subíndices toman el valor de:  a= 1 si el número de oxidación de E es impar.  a=2 si el número de oxidación de E es par.

 b=1 porque se forma partir de una sola molécula de agua.  c= (n° H + n° de oxidación de E) dividido 2, lo que expresado en

forma matemática, resulta:

c = a + n° oxidación de E 2 Tomemos unos ejemplos: a) Formulemos el oxoácido de N(V). Escribimos los elementos constituyentes del compuesto, respetando siempre el orden de los mismos, sin colocar ningún subíndice: HNO Como el N tiene valencia impar (V), a=1; se forma con una molécula de agua, por lo que b=1; el valor de c se calcula como: c=1+5=3 2 La fórmula del oxoácido es: HNO3 b) Probemos escribir la fórmula del oxoácido de S(IV). Seguimos los mismos pasos que en caso anterior, primero el esqueleto de la fórmula: HSO Dado que el S actúa con valencia par a = 2, b también vale 1, y calculando c, resulta: FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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c=2+4=3 2 La fórmula es: H2SO3  Nomenclatura La I.U.P.A.C admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la terminación (y el prefijo si se requiere) correspondiente al índice de oxidación, al nombre del elemento (se trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos).De esta forma el oxoácido de N(V) se llama ácido nítrico, porque usa el mayor número de oxidación y el de S será ácido sulfuroso porque usa el menor. Hay otra nomenclatura, recomendada por la I.U.P.A.C, que es sencilla y sistemática. Primero se coloca “oxo”, para indicar la presencia de O en el ácido, con un prefijo, mono, di, tri, tetra, etc., que indique la cantidad del mismo (señalada por el subíndice del O); luego se escribe el nombre del elemento central con terminación “ato” seguida de su valencia entre paréntesis y en n° romano, y finalmente se añade “de Hidrógeno”. Para los oxoácidos que formulamos antes sería: HNO3 Trioxo nitrato (V) de hidrógeno H2SO3 Trioxo Sulfato (IV) de hidrógeno  Pero, ¿qué pasa si nos encontramos con la fórmula y tenemos que nombrarlo? O a la inversa, tenemos que formular un oxoácido a partir de su nombre. Para el primer caso, hay que averiguar la valencia con que actúa el elemento central, y la forma más simple de hacerlo es sabiendo que:  La carga total del compuesto es cero.  El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa siempre con número

de oxidación –2.  El hidrógeno, en este tipo de compuestos, con número de oxidación +1.  El elemento central actúa con número de oxidación positivo. Para saber en cual número de oxidación está actuando E, sumamos los números de oxidación de todos los elementos que forman el compuesto, FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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multiplicados por su respectivo subíndice y los igualamos a cero, de la ecuación resultante despejamos el valor del número de oxidación de E. Un ejemplo: H2SO4 Este es un oxoácido de S, si planteo la ecuación, la valencia con que actúa el S resulta: 2(+1)+(x)+4(-2)=0 2+x –8=0 x-6=0 x= +6 Ahora puedo nombrarlo, ya que (VI) es la mayor de las dos valencias con las que forma oxoácidos, es el Ácido Sulfúrico. Para la segunda pregunta usemos como ejemplo el ácido hipocloroso. EL elemento central es Cl, y tiene cuatro valencias con las que puede formar oxoácidos: I, III, V y VII. ¿Cuál usa? Por el prefijo y la terminación en el nombre, es ,la menor de todas, I. Para escribir su fórmula, solamente sigo los pasos que aprendimos antes, escribo los tres elementos en orden: HClO Como se forma con una molécula de agua, b=1, a vale 1 pues la valencia es impar, y c resulta: c=1+1=1 2 La fórmula del ácido hipocloroso es: HClO  Reacción de obtención Tenemos que escribir la reacción entre el agua y un óxido ácido, en la que el producto es un oxoácido, y por supuesto, como es una reacción, la balanceamos. Probemos con los que ya formulamos: N2O5 (g) + H2O (l)

2 HNO3

(ac)

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SO3

(g)

+ H2O

Cl2O + H2O

(l)

(l)

H2SO4

(ac)

2 HClO

(ac)

 Casos especiales 1) Oxoácidos de Boro: el B forma un solo óxido (B2O3), pero este puede combinarse con una y con tres moléculas de agua, obteniéndose dos oxoácidos distintos. B2O3

(s)

+ H 2O

B2O3

(s)

+ 3 H2O (l)

(l)

2 HBO2

(ac)

H3BO3

(ac)

¿cómo los nombramos para diferenciar cuál se forma con una molécula de agua y cuál con tres? Tenemos dos ácidos con el mismo número de oxidación, por lo que usamos la misma terminación para indicarlo, pero es indispensable diferenciarlos, ya que claramente no son el mismo compuesto. ¿qué hacemos? Simplemente agregamos un prefijo que indica el número de moléculas de agua con las que se combinó. Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”. Así, los oxoácidos del B se llaman: HBO2

Ácido Metabórico

H3BO3

Ácido Ortobórico

2) Oxoácidos de Si: El Si también tiene un solo óxido (SiO2) que se puede combinar con una y con dos moléculas de agua para formar oxoácidos: SiO2 SiO2

(s)

(s)

+ H2O

(l)

+ 2 H2O (l)

H2SiO3 (ac) H4SiO4 (ac)

Para nombrarlos usamos el mismo mecanismo que para el B.

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Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso dos, se antepone el prefijo “orto”. Los dos oxoácidos de Si formados se denominan: H2SiO3

Ácido Meta silícico

H4SiO4

Ácido Ortosilícico

3) Oxoácidos de P, As y Sb: estos tres elementos, que se ubican en el mismo grupo de la tabla periódica y tienen el mismo comportamiento. Todos forman óxidos con n° de oxidación +3 y +5, cada uno de los cuales se puede combinar con una, dos y tres moléculas de agua, para dar oxoácidos, lo que suma un total de seis oxoácidos diferentes para cada elemento. Veamos uno como ejemplo: P(III): P2O3

(s)

+ H2O (l)

P2O3

(s)

+ 2 H2O

P2O 3

(s)

+ 3 H2O

(l)

(l)

2 HPO2

(ac)

H4P2O5

(ac)

2 H3PO3

(ac)

P(V): P2O5

(s)

+ H2O (l)

P2O5

(s)

+ 2 H2O

P2O 5

(s)

+ 3 H2O

(l)

(l)

2 HPO3

(ac)

H4P2O7

(ac)

H3PO4

(ac)

Los nombramos siguiendo las reglas anteriores. Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”. Y para el caso en que se combina con

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dos moléculas de agua, como no es ni la menor ni la mayor cantidad de moléculas de agua, usamos el prefijo “piro”. HPO2

Ácido Metafosforoso

H4P2O5

Ácido Pirofosforoso

H3PO3

Ácido Ortofosforoso

HPO3

Ácido Metafosfórico

H4P2O7

Ácido Pirofosfórico

H3PO4

Ácido Ortofosfórico

Es importante que prestes atención a tres cosas:  La asignación de los prefijos: No usamos “orto” para tres moléculas de agua, sino para el mayor número de ellas con las que puede combinarse el óxido, ya que no todos los óxidos que tienen este comportamiento se combinan con la misma cantidad de moléculas de agua, como pudiste observar al estudiar cada uno.  El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado. Por ejemplo, el ácido ortofosfórico, suele llamarse simplemente ácido fosfórico.  Formulación: No se aplican las reglas que vimos para los oxoácidos que se forman con una sola molécula de agua. Hay que aprender sus fórmulas de memoria. Con suficiente práctica y la ayuda de este cuadro podrás hacerlo. Prefijo

B (III)

Si (IV)

Meta Piro Orto Moléculas de H2O

112 -313 1y3

213 -414 1y2

P, As y Sb P, As y Sb (III) (V) 112 113 425 427 313 314 1, 2 y 3 1, 2 y 3

Los números en cada casilla indican los subíndices de cada compuesto según su n° de oxidación y la cantidad de moléculas de agua con las que se combina el óxido (las posibilidades se indican en la última fila). Por

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ejemplo, el ácido Metabórico: cruzamos la primera fila con primera columna y dice 112, esto indica 1H, 1B y 2 O.

 Óxidos Anfóteros: Son los óxidos que frente al agua presentan un comportamiento dual, pudiendo formar hidróxidos u oxoácidos, según la concentración relativa de H+ (protones) y OH- presentes en el medio en que se produce la reacción. Este comportamiento puede ocurrir para un elemento con una sola valencia, como Zn y Al; y para elementos con más de una valencia, en cuyo caso puede ser anfótera una sola de ellas, ejemplo Cr(III), o las dos, caso de Pb y Sn en sus valencias II y IV. Además, algunos de ellos pueden combinarse también con más de una molécula de agua, para formar oxoácidos. En estos casos, se trabaja igual que con los casos especiales.  Zn: forma un solo óxido que se combina con agua para dar un hidróxido o un oxoácido: ZnO + H2O

Zn(OH)2 (ac)

ZnO + H2O

H2ZnO2

(ac)

Ácido cínquico

 Al: forma un solo óxido, que puede dar un hidróxido: Al2O3 (s) + H2O (l)

Al(OH)3 (ac)

y puede combinarse con una o con tres moléculas de agua para dar dos oxoácidos diferentes: Al2O3 (s) + H2O (l) Al2O3 (s) + 3 H2O(l)

2 HAlO2 (ac) 2 H3AlO3

Ácido Metaalumínico (ac)

Ácido Ortoalumínico

 Pb y Sn: presentan comportamientos similares para sus dos valencias, las que pueden dar hidróxidos, y combinarse con una y dos moléculas de agua para formar oxoácidos. PbO

(s)

+ H2O (l)

Pb(OH)2 (ac) Hidróxido Plumboso

PbO

(s)

+ H2O (l)

H2PbO2

(ac)

Ácido Metaplumboso

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PbO

(s)

+ 2 H2O

H4PbO3 (ac) Ácido Ortoplumboso

(l)

PbO2

(s)

+ H2O

(l)

Pb(OH)4 (ac) Hidróxido Plúmbico

PbO2

(s)

+ H2O

(l)

H2PbO3 (ac) Ácido Metaplúmbico

PbO2

(s)

+ 2 H2O (l)

H4PbO4

(ac)

Ácido Ortoplúmbico

 Cr: presenta anfoterismo entre las valencias y dentro de una de ellas. actúa como base para valencia II, como ácido para valencia VI y es anfótera para valencia (III). Dá hidróxidos con II y III, y forma oxoácidos con III y VI. CrO (s) + H2O

(l)

Cr2O3 (s) + H2O (l)

Cr(OH)2 (ac)

Hidróxido Cromoso o de cromo (II)

Cr(OH)3 (ac)

Hidróxido Crómico o de cromo (III)

Cr2O3 (s) + H2O (l)

HCrO2 (ac)

Ácido Cromoso

CrO3 (s) + H2O (l)

H2CrO4 (ac)

Ácido Crómico

 Hidrácidos: Estos ácidos se forman por combinación de H, con n° de oxidación +1 y un elemento no metálico: F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación 1, o S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Existen en forma acuosa. (También existe esta combinación de elementos en forma no acuosa, pero no se comportan como ácidos. Más adelante veremos estos compuestos y otros compuestos binarios que el H forma con metales y no metales, todos llamados hidruros)  Formulación Escribimos primero el H, con la valencia del no metal como subíndice, y luego el no metal. La fórmula general es:

HEn Podemos formularlos conociendo conociendo los números de oxidación de cada elemento constituyente. Por ejemplo: H+ (ac) y I- (ac)

HI

(ac)

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H+ (ac) y Te2- (ac)

H2Te (ac)

 Nomenclatura Indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídrico”: HI

Ácido Iodhídrico

H2Te

Ácido Telurhídrico

 Reacción de obtención Es entre ambos elementos balanceada: H2 H2

(g)

(g)

+ I2

+ Te (s)

(g)

con

valencia

cero,

correctamente

2 HI (ac) H2Te

(ac)

 Sales: Se forman por combinación de una base y un ácido. Hay varias posibilidades:  Hidróxido y ácido  Metal y ácido  Óxido básico y ácido  Óxido básico y óxido ácido La forma más común es la primera, por combinación de un ácido y un hidróxido. Las sales provenientes de oxoácidos se denominan oxosales y aquellas que provienen de hidrácidos se denominan genéricamente sales de uro, por ser esta la terminación de su nombre. Para obtener su fórmula, se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes formando un anión, cuya carga será “igual al número de H perdidos”; por otro lado, el hidróxido pierde sus oxhidrilos dejando al metal como catión. Estos dos iones interaccionan entre sí para formar la sal, mientras que los oxhidrilos y los protones, se combinan para dar agua. La carga del catión, que coincide con su número de oxidación, se coloca sin signo, como subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del catión. Esta reacción en particular, se llama reacción de neutralización, y en ella siempre se produce una sal y agua. Veamos un ejemplo simple, con una sal de uro:

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LiOH

(ac)

+

Li+ + OH- + H+ + Cl-

HCl (ac)

LiCl (ac) + H2O

53 (l)

La reacción total se escribe: LiOH

(ac)

+

HCl (ac)

LiCl (ac) + H2O

(l)

Probemos ahora con una oxosal: NaOH

(ac)

+ HClO

(ac)

Na+ + OH- + H+ + ClO-

NaClO

(ac)

+ H 2O

(l)

La reacción total también está balanceada y es: NaOH

(ac)

+ HClO

(ac)

NaClO

(ac)

+ H 2O

(l)

Una ayudita para aprender a balancear estas reacciones: empezá por el elemento metálico, después equilibrá el elemento principal del oxoácido, y por último, los H y O, en cualquier orden. Vas a ver que si todos tus compuestos están bien escritos y la reacción está bien planteada, después de balancear el metal, el elemento principal del oxoácido y el H (o el O) el elemento restante debería estar balanceado.  Nomenclatura: Para nombrar las oxosales: Según la I.U.P.A.C, se indica primero el nombre del anión, proveniente del ácido, utilizando el mismo tipo de nomenclatura (con prefijos para el O, terminación ato, para el elemento central y con su valencia entre paréntesis y números romanos), seguido del nombre del catión con su respectivo número de valencia, en romanos y entre paréntesis. También podes usar la nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal, es bastante común cuando este posee más de una.  Si el oxoácido termina en “oso” se reemplaza por “ito”.

 Si el oxoácido termina en “ico” se reemplaza por “ato”.  Si el nombre del oxoácido incluía un prefijo, este no cambia.

Para las sales de uro:  La terminación “hídrico” se reemplaza por “uro” (de allí su nombre).

Algunos ejemplo: La sal NaClO, proviene de la combinación del ácido hipocloroso con FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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hidróxido de sodio, reemplazando oso por ito, la llamamos “hipoclorito de sodio”, o por la nomenclatura sistemática, “oxoclorato (I) de sodio”. La sal Na2SO4 se forma por combinación de ácido sulfúrico con hidróxido de sodio, reemplazando ico por ato, se llama “sulfato de sodio” o por la nomenclatura sistemática, “tetra oxosulfato (VI) de sodio”. Para la sal NaCl debemos cambiar “hídrico” por “uro”, entonces se la llama “cloruro de sodio”. La sal CaCl2 se denomina “cloruro de calcio”. La sal CaSO4 la llamamos “sulfato de calcio” o por la nomenclatura sistemática, “tetra oxosulfato (VI) de calcio”.

 Sales ácidas y básicas: Algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o las bases que las originan, cuando estos poseen más de un H u oxidrilo, respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o más H si es una sal ácida, y uno o más oxidrilos si la sal es básica. Solo hay que prestar atención, porque al no perder todos los H u OH - , la carga total de los iones formados no es la misma.  Nomenclatura Se indica, luego del nombre del anión, la presencia de H u oxidrilos con la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando los prefijos di, tri, etc. Sulfato ácido de calcio: Sulfato básico de calcio

Ca(HSO4)2 Ca(OH) 2SO4

De los ejemplos anteriores podemos deducir que  Si la sal es ácida el/los hidrógeno/s siempre quedará/n unido/s al anión y formará/n parte de él.  Si la sal es básica el/los oxidrilo/s siempre quedará/n unido/s al elemento metálico y formará/n parte del catión.  Si la sal es ácida el/los hidrógenos irá/n neutralizando la cantidad de cargas del anión de la sal neutra.  Si la sal es básica el/los oxidrilos irá/n neutralizando la cantidad de cargas del elemento metálico de la sal neutra.

 Peróxidos y superóxidos: Son compuestos formados por un metal y O, actuando este último con número de oxidación mayor a -2, pero también negativos. Una característica particular de estos compuestos, es que el O nunca se halla FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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en forma monoatómica, sino diatómica. Para nombrarlos simplemente se indica el tipo de compuesto, peróxido o superóxido, según corresponda, seguido del nombre del metal.  Peróxidos: el O actúa con número de oxidación -1 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O22-(anión peróxido). Ejemplos: Peróxido de sodio:

Na2O2

El subíndice del sodio no es otra cosa que la carga del anión peróxido. Este, por su parte, tiene su propio subíndice y como el sodio posee valencia +1 no se agrega nada. Peróxido de Calcio:

CaO2

En este caso, ambos iones, poseen una carga igual a 2, Mg2+ y O22-, por lo que al colocar los respectivos subíndices, estos se cancelan y solo permanece el que indica el tipo de anión. Peróxido niquélico:

Ni2(O2)3

Para este caso, los iones poseen diferente carga, por lo que no se cancelan los subíndices, y es necesario colocar el anión peróxido entre paréntesis.  Superóxidos: el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O2- (anión superóxido). Ejemplos: Superóxido de sodio:

NaO2

Como ambos iones tienen una carga igual a 1, ninguno lleva subíndice. Superóxido de estaño:

Sn(O2)2

En este caso, se indica como subíndice la valencia del Sn (II), poniendo entre paréntesis el anión superóxido. Importante: El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de enlace diatómico nunca se simplifica, por lo que debes aprender bien los FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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tres tipos de compuestos binarios que forma el oxígeno y no confundirlos. A modo de ejemplo, para que veas la diferencia entre ellos: Óxido de estaño: Peróxido de estaño: Superóxido de estaño:

SnO SnO2 Sn(O2)2

 Hidruros:

Para formar un hidruro, el anión hidruro, H- , se puede combinar con cualquier elemento que posee una carga positiva, sea metal o no metal. Su fórmula general, para hidruros metálicos, es:

MeHn Al ser un compuesto binario, los elementos que lo componen intercambian sus números de valencia, que se colocan como subíndices. Es importante que prestes atención a como está escrita la fórmula, con el H en segundo lugar, al revés que los hidrácidos. Para nombrarlos, se indica “hidruro de” seguida del nombre del metal. Ejemplo: NaH Hidruro de sodio MgH2 Hidruro de Magnesio  Para los hidruros de elementos no metálicos, F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N, B, P, C, etc., la fórmula se escribe al revés, primero el H y luego el no metal. Si este es uno de los que pueden formar hidrácidos, siempre debe acompañarse del estado de agregación gaseoso, ya que no son el mismo compuesto.

HnE  Nomenclatura: Primero, el nombre del elemento con terminación “uro” seguido por “de hidrógeno”. También se puede usar otra forma, que usa “hidruro de”, con un prefijo que indica la cantidad de H, seguido por el nombre del elemento. Por ejemplo: FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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HCl Cloruro de hidrógeno H2Se Selenuro de hidrógeno o de dihidrógeno  Los elementos no metálicos que forman este tipo de compuesto y que no pertenecen al grupo de los halógenos ni al grupo del O, reciben nombres particulares, no todos son gaseosos, e incluso, pueden ser bases y no formar ácidos al disolverse en agua.

 Ácidos especiales del azufre: Este grupo de ácidos está constituido por aquellos oxoácidos del azufre que poseen más de un átomo de azufre o que contienen unión peróxido en los oxígenos constituyentes de la molécula.

Oxoácidos con dos átomos de azufre

Los átomos de azufre están unidos entre sí Los átomos de azufre no están unidos entre sí

Oxoácidos con tres o más átomos de azufre Contienen unión peróxido (oxígeno-oxígeno) (peroxiácidos)

H2S2O3 ácido tiosulfúrico H2S2O4 ácido ditionoso H2S2O5 ácido pirosulfuroso H2S2O6 ácido ditiónico H2S2O7 ácido pirosulfúrico

H2SnO6 ácidos politiónicos (Por ejemplo, H2S4O6 ácido tetratiónico) H2SO5 ácido peroximonosulfúrico H2S2O8 ácido peroxidisulfúrico

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Ejercitación 1) Determinar el número de oxidación de cada elemento en cada uno de los siguientes compuestos, indicar el tipo de compuesto: a) Ag2O b) HNO3 c) NH4+ d) NaH e) Au2O3 f) SO42- g) H2SO4 h) Cu2O i) CuO j) KCl k) MnO4- l) MnO42- m)Hg2O n) HgO ñ) VO3- o) NO2- p) BF4- q) NiO r) Ni2O3 s) ZnO t) SnO u) Al(OH)3 v) Cr2O72w) Be(OH)2 x) Iy) I2 z) H3PO4 2) Escribir la fórmula correspondiente: a) óxido de sodio b) óxido hipobromoso c) óxido de iodo (V) d) óxido cúprico e) óxido de fósforo (III) f) óxido de cobre (I) g) óxido de fósforo (V) h) óxido fosforoso i) óxido clórico j) óxido de cromo (III) k) dióxido de carbono l) óxido potásico m) óxido de litio n) heptóxido de cloro

ñ) óxido hipobromoso o) superóxido de estroncio p) peróxido de plata q) óxido de manganeso (II) r) dióxido de manganeso s) óxido de cromo (VI) t) óxido de plomo (IV) u) óxido plumboso v) óxido de níquel (II) w) óxido de cadmio x) óxido de zinc y) óxido estañoso z) óxido de estaño (IV)

3) Indicar los todos los nombres posibles correctos de los siguientes óxidos: a) Ag2O b) Al2O3 c) Au2O d) Au2O3 e) BaO f) BeO g) Bi2O5 h) Bi2O3 i) CaO j) FeO k) Hg2O l) Cr2O3

m) PbO2 n) Cl2O7 ñ) Br2O7 o) P2O3 p) H2O2 q) Sb2O3 r) CrO s) Cu2O t) Fe2O3 u) K2O v) Li2O2 w) I2O3 FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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x) Mn2O3 y) NaO2

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z) MnO

4) Escribir las ecuaciones de obtención de los compuestos de los ejercicios 2 y 3 a partir de sus elementos y clasificarlos como óxidos ácidos, básicos, anfóteros o neutros. 5) Para los óxidos de los ejercicio 2 y 3, escribir, cuando corresponda, la reacción de obtención de sus hidróxidos y nombrarlos. 6) Escribir las fórmulas de los siguientes ácidos: a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k)

ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido

bromhídrico perclórico piroarsenioso nítrico carbónico brómico metaplumboso permangánico sulfuroso sulfhídrico cínquico

l) m) n) o) p) q) r) s) t) u)

ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido ácido

sulfúrico mangánico telúrico selenhídrico hipobromoso crómico ortobórico silícico ortoestágnico fosforoso

6) Escribir los nombres correctos posibles para los siguientes ácidos: a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l) m) n)

HCl HNO2 H2SeO3 HF HIO4 HPO3 H3BO3 HBO2 H3PO3 HBrO2 HBO2 HNO3 H4P2O7 HCrO2

7) Nombrar las siguientes sales: a) Cd(OH)Cl

o) p) q) r) s) t) u) v) w) x) y) z)

H4Sb2O5 HAlO2 H4PbO4 H2Cr2O7 H 2S H2CO3 H4As2O7 H2PbO2 H2MnO4 H2SnO3 H3AlO3 HMnO4

b) KHSO3 59

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c) d) e) f)

Li2HAsO4 [Sn(OH)2]3(PO4)2 Au2(HBO3)3 Co(OH)2]2SO3

g) HgHS h) [Ga(OH)]2(Sb2O5)

8) Escribir la fórmula de las siguientes sales: a) Sulfato ácido de estroncio b) Bromuro dibásico férrico c) Metaantimonito básico de cinc d) Pirofosfato dibásico de plomo e) Piroantimonito tribásico de plomo f) Telurito ácido estañoso g) Carbonato ácido de litio h) Sulfito dibásico de hierro (III) i) Nitrato básico de bario

j) Clorato tribásico de plomo (IV) k) Periodato dibásico de alumnio l) Sulfuro ácido de sodio m) Ortoaluminato ácido cuproso n) Silicato triácido cobáltico o) Metaplumbito ácido de magnesio p) Bromato básico cúprico q) Sulfuro dibásico niquélico

9) Unir con flechas según corresponda el nombre con la fórmula. Hidróxido de calcio Carbonato ácido de calcio Hidróxido áurico Ácido sulfhídrico Ortofosfito cúprico Permanganato de potasio Cloruro argéntico Carbonato de bario Óxido de magnesio Sulfato de litio Plumbito diácido de sodio Metaborato básico de estroncio Silicato ácido de hierro (II) Cloruro de hidrógeno Metaestañato de cadmio Dióxido de silicio Sulfato cúprico pentahidratado Estañito diácido cobáltico Ácido pirofosforoso Carbonato dibásico férrico

H2 S KMnO4 BaCO3 Na2H2PbO3 Ca(OH)2 Cu3(PO3)2 AgCl MgO Ca(HCO3)2 Sr(OH)BO2 Li2SO4 Au(OH)3 Co2(H2SnO3)3 SiO2 HCl CuSO4.5H2O H4P2O5 [Fe(OH)2]2CO3 CdSnO3 Fe3(HSiO4)2 60

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 Del Número Másico al Peso Atómico Dado que el tamaño de los átomos es muy pequeño y que sus masas son extremadamente pequeñas, es muy molesto expresar la masa de los mismos en gramos. Por ejemplo, la masa en gramos del átomo más grande que se conoce es de 4 x 10-22 gr. Por ello se utiliza una unidad de masa mucho más apropiada para referirnos a la masa de los átomos, moléculas e iones. La unidad es la uma, la unidad de masa atómica, que equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono: el 12C. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como uma, aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés: amu (Atomic Mass Unit). 1 uma = 1.67 · 10-27 kg 1 g ~ 6 · 1023 uma Por ejemplo, la masa atómica (comúnmente llamado peso atómico) del Silicio es de 28,1 uma.

 Peso Molecular. Peso Fórmula. Peso Iónico Cuando dos o más átomos se mantienen químicamente unidos, dan lugar a la formación de moléculas. Para encontrar el peso molecular de una molécula simplemente deben sumarse los pesos atómicos que componen la molécula. Los subíndices en las fórmulas químicas indican el número de átomos de cada elemento que compone la molécula. ¿Cómo calcular el peso molecular del agua? Una molécula de agua se encuentra formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. El agua tiene un peso molecular de 18 uma: 2 x 1 uma + 1 x 16 uma = 18 uma Para el ácido sulfhídrico el peso molecular sería: 2 x 1 uma + 1 x 32 uma = 34 uma Las sales se encuentran formadas por iones, cationes y aniones. El cloruro de sodio (NaCl), por ejemplo, se encuentra formado por iones Na +, cargados positivamente y iones Cl-, cargados negativamente. Un cristal de cloruro de sodio se encuentra formado por miles de estos iones los cuales se mantienen unidos casi exclusivamente por la acción de una sola fuerza, la atracción electrostática producida entre cargas opuestas. No existen moléculas discretas de NaCl en una muestra de NaCl, sino que existe un conjunto de 61

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varios iones, positivos y negativos, atraídos entre sí electrostáticamente. Por lo tanto si tenemos un cristal de NaCl en la mano tenemos que saber que no estamos en presencia de una molécula de NaCl, sino que tenemos miles de iones Na+ y miles de iones Cl-, que se disponen de modo tal de formar una red cristalina. Por lo tanto es incorrecto decir peso molecular del NaCl (o de cualquier sal y otros compuestos) sino que se dice peso fórmula. Este se refiere al de una fórmula unidad de NaCl. Para calcular el peso fórmula de un compuesto simplemente se suman los pesos atómicos de los átomos constituyentes del compuesto. El peso fórmula del NaCl es entonces: 1 x 23 uma + 1x 35,5 uma = 58,5 uma El peso iónico es el peso de un ión. El peso iónico será igual al peso atómico en el caso de que el átomo haya ganado o cedido electrones (dado que el peso del electrón es muy pequeño se lo considera despreciable). Si en cambio hay varios átomos constituyendo al ión, se obtiene el peso iónico del mismo modo que el peso molecular o el peso fórmula: sumando los pesos atómicos de todos los átomos constituyentes del ión. Peso iónico del calcio, Ca2+ = 40 uma Peso iónico del sulfato, SO42- = PAS + 4 PAO = 32 uma + 64 uma = 96 uma  El Mol Un mol, es simplemente una unidad de cantidad, así como es la docena, la centena, la decena, etc. Una decena nos da idea del número 10, una docena del número 12, la centena del número 100. Un mol nos da la idea del número 6.0221 x 1023. En general, está permitido utilizar el número 6 x 1023 dado que no se comete demasiado error. Una docena de mandarinas nos da la idea de doce mandarinas, por lo tanto un mol de moléculas de cloro nos da la idea de un conjunto de 6 x 10 23 moléculas de cloro. Un mol de moléculas de nitrógeno nos da la idea de 6 x 1023 moléculas de nitrógeno. Así como podemos decir, una docena de papas, una docena de naranjas o una docena de huevos (dándonos en todos los casos la idea del número 12, sin importar de qué se trate) también podemos decir un mol de átomos de cloro, un mol de átomos de nitrógeno, significando en todos los casos un valor de 6 x 1023 átomos. También podemos hablar de un mol de iones. Por ejemplo, un mol de iones Na+, significando la presencia de 6 x 1023 iones Na+. ¿Por qué se utiliza el mol? 62

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Dado que el tamaño de las partículas (ya sean átomos, iones, moléculas o fórmulas unidad) es tan pequeño, no se podría trabajar en el laboratorio con las diferentes partículas. Para poder trabajar con las distintas sustancias debemos hacerlo con un gran número de ellas, es decir con 6 x 1023. El mol es entonces un múltiplo que nos sirve para trasladarnos de la escala de los átomos y moléculas (que se escapan de nuestro dominio e incluso de nuestro entendimiento) a la escala de los gramos. 6 x 1023 se denomina Número de Avogadro, y se lo simboliza con la letra N. Entonces un mol de partículas contiene un número de Avogadro de partículas. Ejemplos: 1) Una botella contiene 2 moles de moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4). ¿Cuántas moléculas contiene la botella? 1 mol de moléculas de H2SO4---------------6 x 1023 moléculas de H2SO4 2 moles de moléculas de H2SO4----------- x= 1,2 x 1024 moléculas de H2SO4 2) Si una botella tiene 2,4 x 1025 moléculas de cloro, ¿cuántos moles de moléculas contiene? 6 x 1023 moléculas de Cl2--------------- 1 mol de moléculas de Cl2 2,4 x 1025 moléculas de Cl2---------- x= 40 moles de moléculas de Cl2

3) Un tubo contiene 100.000 moléculas de fósforo (P4). a) ¿Cuántos moles de moléculas de P4 contiene? b) ¿Cuántos átomos de P contiene? c) ¿Cuántos moles de átomos de P contiene? a) 6 x 1023 moléculas de P4--------------1 mol de moléculas de P4 100.000 moléculas de P4 ------ x = 1,7 x 10-19 mol de moléculas de P4 b) 1 molécula de P4 -------- 4 átomos de P 63

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105 moléculas de P4 ------ x= 4 x 105 átomos de P c) 6 x 1023 moléculas de P4 ----------- 4 moles de átomos de P 105 moléculas de P4 ---------------- x = 6,67 x 10-19 moles de átomos de P

 Volumen molar El volumen molar es el volumen que ocupa un mol de moléculas de cualquier gas bajo condiciones llamadas “normales” de presión y temperatura (CNPT) en donde la presión es de 1 atmósfera y la temperatura de 0 ºC. El volumen molar para cualquier gas en CNPT es igual a 22, 4 litros. Es decir que si un mol de moléculas de gas ocupa 22, 4 L, en este volumen se van a encontrar 6 x 1023 moléculas del gas. Ejemplos: 1) ¿Qué volumen ocuparán 5 moles de nitrógeno (N2) en condiciones normales de presión y temperatura? 1 mol de moléculas de N2 ----------- 22,4 L en CNPT 5 moles de moléculas de N2 ----------- x = 112 L 2) Si en un tubo de gas se encuentran presentes 15 L de H2 en CNPT: a) cuántos moles de moléculas de H2 contiene el tubo? b) cuántas moléculas de H2 contiene? c) cuántos átomos de H2 contiene el recipiente? a)

b)

c)

22,4 L de H2 --------------------1 mol de moléculas de H2 15 L de H2 ------------------ x= 0,67 moles de moléculas de H2. 22,4 L de H2 -------------------- 6 x 1023 moléculas de H2 15 L de H2 ------------------x = 4,01 x 1023 moléculas de H2 22,4 L de H2 -------------------- 2 x 6 x 1023 átomos de H 15 L de H2 ------------------x = 8,03 x 1023 átomos de H

 Relación entre moles y masa Podemos definir el concepto de mol de otra forma: “un mol es la cantidad de materia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones o cualquier partícula que se considere) como el número exacto de átomos en 12 gramos de 12C”. Este número es 6 x 1023 y al igual que en el 64

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carbono, en cualquier otra sustancia, siempre que tengamos un número de Avogadro de partículas, su masa será numéricamente igual a la masa de una sola partícula (PA, PM, PF, PI) pero expresada en gramos. La masa en gramos de un mol de sustancia se denomina, en general, masa molar, y en particular, de tratarse de un mol de átomos, átomo gramo; de tratarse de un mol de fórmulas unidad, fórmula gramo; para un mol de moléculas, molécula gramo y para un mol de iones, ión gramo. Ejemplos: PA del Cl = 35,5 uma 1 átomo de Cl --------------------35,5 uma 1 mol de átomos de Cl ---------35,5 g ---------1 átomo gramo de Cl 2) PI Cl- = 35,5 uma 1 ión Cl- ----------------------------35,5 uma 1 mol de iones Cl- ---------------35,5 g --------- 1 ión gramo de Cl3) PM Cl2 = 71 uma

1 molécula de Cl2-----------------71 uma 1 mol de moléculas de Cl2 ----71 g----1 molécula gramo de Cl2----22,4L de Cl2 en (CNPT) 4) PF CaCl2 = 111 uma 1 fórmula unidad de CaCl2 -------------111 uma 1 mol de fórmula unidad de CaCl2 ---111 g ---------1 fórmula gramo de CaCl2 5) En un recipiente se encuentran 12 g de Na2SO4. Calcule: a) Cuántos moles de fórmula unidad contiene? b) Cuántos moles de iones contiene el recipiente? a) PF Na2SO4 = 142 uma. 142 g de Na2SO4 --------------------1 mol de fórmulas unidad 12 g de Na2SO4 ------------------ x = 0,084 mol de fórmulas unidad b) Observando la fórmula del Na2SO4 vemos que está constituida por dos iones sodio y un ión sulfato, esto hace un total de tres iones por fórmula unidad de Na2SO4. Por lo tanto: 142 g de Na2SO4 --------------------3 moles de iones 12 g de Na2SO4 ------------------- x = 0,25 moles de iones

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Ejercitación 1) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en cada una de las siguientes sustancias? a) 21,4 g de oxígeno b) 6,42 x 1024 átomos de oxígeno. c) 11,21 x 1022 moléculas de SO3. d) 4,20 x 10-2 moles de fórmula unidad de Na2SO3. e) 3,89 x 10-5 moles de moléculas de P4O10. 2) Calcular la masa en gramos de un átomo de: a) Oxígeno b) Plomo c) Platino d) Aluminio e) Hidrógeno 3) ¿Cuántos átomos de silicio hay en una muestra de 18,35 g de este elemento? 4) En un recipiente se guardaron 0,78 moles de selenuro de hidrógeno. a) ¿Cuántos gramos de selenuro de hidrógeno contiene el recipiente? b) ¿Cuántos átomos gramo de hidrógeno y de selenio hay? c) ¿Cuántos gramos de hidrógeno y de selenio contiene? d) ¿Cuántas moléculas contiene? e) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno y de selenio hay? f) ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuántos de selenio contiene el recipiente? 5) Una muestra de Cloro gaseoso tiene 8,32 x 1020 átomos. a) ¿Cuántos moles de moléculas hay? b) ¿Cuántos moles de átomos hay? c) ¿Qué volumen, medido en CNPT, ocupa la muestra? 6) ¿Cuántos átomos gramo de cada elemento contienen: a) 27,3 g de cadmio. b) 4,98 g de bromo. c) 32,7 g de platino. d) 95,4 g de fluor. e) 32,5 g de P4. 7) ¿Cuántos gramos de cobre hay en cada uno de los siguientes minerales: a) Cuprita (Cu2O) 66

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b) Piritas cupríferas (CuFeS2) c) Malaquita (CuCO3.Cu(OH)2) 8) Responde: a) ¿Cuántos moles de fórmulas unidad están contenidos en 31,43 g de Al2O3? b) ¿Cuántos átomos gramo están contenidos en 15,25 g de hierro? c) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 30 L (CNPT) de Iodo? 9) Se tienen 50 dm3 de Cl2 en CNPT, se desea saber ¿cuántos moles y qué masa de cloro hay? 10) ¿Qué volumen ocupan 3 moles de nitrógeno? y ¿qué masa le corresponde? 11) En un recipiente cerrado hay 24 cm3 de oxígeno, indicar la cantidad de moléculas presentes. 12) ¿Cuántos moles de CO2 representan 2,709.1024 moléculas? Indicar la masa, el volumen (CNPT). 13) Sabiendo que la densidad del CO2 es 1,965 g/dm3, calcular: a) El volumen que ocupan 88 g del gas. b) El número de moles presentes en 88 g del gas. 14) Se tienen 0,03 m3 de gas amoníaco (NH3) en un recipiente cerrado, calcular: a) los moles de amoníaco presentes. b) la cantidad de moléculas presentes. c) la masa del gas. d) los moles de átomos de H y de N. 15) Si se tienen 40 gramos de una sustancia al estado gaseoso el volumen que ocupa esa masa en CNPT es: a) 11,4 dm3. b) 40 dm3. c) 22,4 dm3. d) Depende de que compuesto se trate. e) Ninguno de los anteriores. 16) Si se tienen 5 moles de una sustancia al estado gaseoso, el volumen que ocupa esa sustancia es: a) 44,8 dm3. 67

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b) 1 dm3. c) 22,4 dm3. d) 112 dm3. 17) Completar la siguiente tabla: ESPECIE QUÍMICA Fórmula Nombre

Peso atómico (de cada elemento)

Peso molecular

Átomo gramo (de cada elemento)

Molécula gramo

Nº de átomos de cada elemento

HBr HBrO4 Br2O5 Ozono H2O H2CO3 Ácido pirofosfórico

P2O3 18) ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en 1 L medido a O ºC y 1 atmósfera de presión? 19) En una muestra de carbono hay 7,62 x 1028 átomos. a) ¿Cuántos gramos de carbono son? b) Cuántos moles de átomos hay en ella? 20) En 725 g de ácido Pirofosforoso. a) ¿Cuántos moles me moléculas hay? b) ¿Cuántos átomos de fósforo hay? c) ¿Cuántos átomos gramo de fósforo, cuántos de oxígeno y cuántos de hidrógeno hay? 21) ¿Cuántos moles de ión sulfito hay presentes en 48,32 g de sulfito de estroncio? 22) Sabiendo que el sulfato de cobre (II) se encuentra a temperatura y presión ambiente cristalizado con 5 moléculas de agua, averiguar: a) ¿cuántos moles representan 17 g de la sal cristalizada? b) ¿Cuántos átomos gramo de azufre y cuántos de oxígeno hay en 77,42 g de la sal cristalizada? c) ¿Qué número de átomos de cada elemento hay en 2,48 g de la sal cristalizada? d) ¿Cuántos gramos de sal anhidra hay en 48, 90 g de la sal hidratada? 68

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23) Justificar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, 40 gramos de yoduro de plata representan: a) 20 g de ión yoduro. b) 18 g de ión plata. c) 0,17 mol de yoduro de plata. d) 1,02 x 1023 moles de fórmulas unidad de yoduro de plata. e) 1,02 x 1023 moléculas de yoduro de plata. f) 1,02 x 1023 fórmulas unidad de yoduro de plata. g) 1,02 x 1023 iones plata. h) 1,02 x 1023 iones yoduro.

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 Ley de la conservación de la materia o Ley de conservación de la masa “La materia no crea ni se destruye, sólo se transforma”. El estudio de innumerables reacciones químicas ha demostrado que la masa total de toda sustancia presente después de una reacción química, es la misma que la masa total antes de la reacción. Una forma más precisa de explicar esto sería que los átomos ni se crean si se destruyen, sólo se realiza un intercambio de partículas que adquieren una nueva distribución. Veamos un ejemplo: Si mezclamos un reactivo A con un reactivo B y entre ellos reaccionan, formarán el producto B y el producto C. A+B masa 1

C+D masa 2

Si medimos la masa de A + B, masa 1, podremos comprobar que es la misma que la masa de C + D, masa 2, entonces: Masa 1 = masa de A + masa de B Masa 2 = masa de C + masa de D Masa 1 = masa 2 Masa de A + B = masa de C+ D Esta ley, como la mayoría de las leyes químicas, tiene importancia no sólo en un laboratorio, sino también fuera de él. Por ejemplo, si tiramos desperdicios en un lago, pueden quedar en él como tal, contaminándolo, o bien pueden sufrir cambios químicos o quedar inactivos y reaparecer como tóxicos en los peces o en el agua, sea lo que sea lo que suceda, los átomos no se destruyen.  La transformación de un tipo de materia en otra (cambio químico) está siempre acompañada por la conversión de una forma de energía en otra. Generalmente, se trata del calor que es absorbido o liberado, pero otras veces la transformación involucra la luz o energía eléctrica. Aquí surge una nueva ley que es la Ley de la Conservación de la Energía, que dice que durante un cambio químico ordinario, la energía no puede ser creada ni destruida, sino que puede transformarse de un tipo a otro de energía.

 Estequiometría La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

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Ya vimos que una reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o varias sustancias) cambia/n para formar una o más sustancias nuevas. Se representan mediante ecuaciones químicas. El estado físico de los reactivos y productos debe indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente. Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio al agua, se escribe: NaCl(s)

NaCl(aq)

dónde aq (o ac) significa disolución acuosa. Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar. El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio y el nitrato de plata en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata. KBr(ac) + AgNO3(ac)

KNO3(aq) + AgBr(s)

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.  Cálculos estequiométricos Antes de realizar cualquier cálculo estequiométrico es indispensable escribir la ecuación química correcta, puesto que en base a ella es que procederemos a realizar dichos cálculos. Veamos algunos ejemplos: 1) Calcular la cantidad en gramos de Ca(OH)2 que deberán reaccionar con HCl (acuoso) para formar 40 g de cloruro de calcio. Lo primero que tenemos que realizar es plantear la reacción química en base a los datos que nos dan. Ca(OH)2 (s) + HCl (aq)

CaCl2 (aq) + H2O (l)

El segundo paso que debemos realizar es el balanceo de la ecuación. Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq)

CaCl2 (aq) + 2 H2O (l)

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El tercer paso es colocar los datos que nos da el problema debajo de cada sustancia de la ecuación. Ca(OH)2 (s) + HCl (aq) ?

CaCl2 (aq) + H2O (l) 40 g

El próximo paso es colocar los pesos moleculares de cada uno de los componentes de la ecuación. 74 uma

71 uma

Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq) ?

111 uma

18 uma

CaCl2 (aq) + 2 H2O 40 g

Ahora sólo nos resta aplicar reglas de tres para obtener los resultados. Sabemos, según la ecuación química balanceada, que, llevado a la escala práctica para trabajar en el laboratorio: 74 g de Ca(OH) 2 van a reaccionar con 2 x 71 g = 142 g de HCl para dar 111 g de CaCl2 y 2 x 18 g = 36 g de H2O. Por lo tanto debemos preguntarnos, si 74 g de Ca(OH)2 forman 111 g de CaCl2 los 40 g a partir de cuántos g de Ca(OH)2 provendrían? Para poder responder realizamos una regla de tres simple 111 g de CaCl2 ------------------------74 g de Ca(OH)2 (provendrán de) 40 g de CaCl2------------------------x= 26,67 g de Ca(OH)2 (provienen de)

 Reactivo limitante Son muy pocas las veces que los reactivos de una reacción química se encuentran en cantidades estequiométricas, es decir, en cantidades tales que si la reacción se completa no queda nada de ninguno de los reactivos. La mayoría de las veces no es así, y en este caso hay un reactivo que se consume por completo (reactivo limitante o reactivo en defecto) y un reactivo del cual queda algo sin reaccionar (reactivo en exceso). Por lo tanto la cantidad de producto que se forma va a depender del reactivo consumido, por lo tanto será el reactivo limitante el que condicione, o del que dependerá la cantidad de producto formado. Esto implica que antes de realizar cualquier cálculo debemos determinar cuál es el reactivo limitante para poder luego calcular la cantidad de producto formado. En similares palabras, entonces, el reactivo limitante es el reactivo que se encuentra en menor proporción en moles que la que señala la proporción estequiométrica, de forma que, cuando él se acaba, la reacción se detiene y, por lo tanto, actúa limitando o controlando la cantidad máxima de producto que se puede obtener. 72

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Supongamos que queremos construir cochecitos con un mecano, de manera que disponemos de ruedas, volantes, motores y carrocerías. Para cada coche que construyamos necesitamos un motor, cuatro ruedas, un volante y una carrocería. Disponemos de gran cantidad de cada una de las piezas necesarias para ello, salvo de motores, por lo tanto vamos a poder construir tantos cochecitos como motores tengamos. De manera análoga actúa el reactivo limitante en una reacción química. Es el que va a controlar la cantidad máxima de producto que se puede obtener ya que cuando dicho reactivo se acaba se detiene la reacción química. Piezas del cochecito Motores Proporción en el número de piezas Construcción de cochecitos Cochecitos construidos

Reactivos químicos Reactivo limitante Proporción estequiométrica Reacción química Productos químicos

No podemos, por tanto, mezclar cualquier proporción de moles de reactivos y lograr que se transformen totalmente. Cuando la reacción química finaliza pueden haberse agotado todos los reactivos o quedar en exceso alguno de ellos. En este último caso se denomina reactivo limitante a aquel que se agota en primer lugar. Veamos otra analogía “En una clase de la escuela secundaria hay 15 varones y 21 mujeres. Vamos a considerar el siguiente problema: “los estudiantes deben formar equipos para una competición. Cada equipo debe contener 3 varones y 7 mujeres. ¿Cuántos equipos pueden formarse en la clase?”. Tomando el número de varones, encontramos que pueden formarse15/3=5 equipos. Sin embargo, formar 5 equipos requiere 5x7=35 mujeres, y no tenemos esa cantidad de mujeres. Así el número de varones no puede determinar el número de equipos, y si los varones no pueden entonces las mujeres podrán. La solución de este problema puede ser escrita en forma química también. Si otorgamos los símbolos V para los varones y M para las mujeres, la fórmula del equipo es: V3M7, y el proceso de formación del equipo, podría escribirse como sigue: 3V + 7M = 1 V3M7 Tenemos: 15 varones 21 mujeres

Formamos:

+3 varones/1 equipo 5 equipos

+7 mujeres/ 1 equipo 3 equipos 73

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Notemos que este procedimiento refleja dos tipos de información: primero, la máxima cantidad de producto que puede ser producida (3 equipos), y segundo el reactivo limitante (mujeres). Ahora veamos lo mismo pero con un ejemplo químico. Por ejemplo, “¿cuántos moles de amoníaco se pueden obtener por la reacción de 5 moles de nitrógeno y 9 moles de hidrógeno?”. La solución es similar a la del problema anterior: N2 + 3H2 = 2NH3 Tenemos 5 moles de N2 9 moles de H2 1 mol de N2/ 2 moles de NH3 3 moles de H2/ 2 moles de NH3 Formamos 10 moles de NH3 6 moles de NH3 Entonces ¿cómo hacemos los cálculos de reactivo limitante? Para el ejemplo anterior sería: Nos pregunta que cuántos moles de NH3 se pueden formar a partir de 5 moles de N2 y de 9 moles de H2. Por la estequiometría de la reacción sabemos que: 1 mol de N2---------(reacciona con)------------ 3 moles de H2 5 moles de N2-------(reaccionarán con)--------- X = 15 moles de H2 ¿Qué conclusión sacamos de este cálculo? Debemos hacernos un planteo para saber finalmente cuál es el reactivo limitante de la reacción. “Para que reaccione todo el nitrógeno presente (5 moles) se necesitan 15 moles de hidrógeno, y sólo contamos con 9 moles, por lo tanto el reactivo que se encuentra en menor proporción es el hidrógeno, por esa razón es el reactivo limitante” Es decir que nunca se va a poder gastar todo el nitrógeno, dado que se va a gastar primero el hidrógeno por estar en menor proporción respecto de la relación estequiométrica. Veamos otra forma de realizar el cálculo de reactivo limitante. 3 mol de H2 ---------(reacciona con)------------ 1 moles de N2 9 moles de H2-------(reaccionarán con)--------- X = 3 moles de N2 ¿Y qué conclusión sacamos de este otro cálculo? La misma. Debemos hacernos el mismo planteo siempre. “Para que reaccione todo el hidrógeno se necesitan sólo 3 moles de nitrógeno, y hay presentes 5 moles, por lo tanto aún gastándose todo el hidrógeno va a sobrar nitrógeno, por lo tanto el hidrógeno es el reactivo limitante” 74

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Ejercitación 1) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas: a. HNO3 + Mg(OH)2 b. HCl + NaOH c. HI + LiOH d. H2S + Ba(OH)2 e. H2SO4 + KOH f. H2CO3 + Ca(OH)2 2) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Flúor + hidrógeno b) Oxido de aluminio + hidróxido de sodio c) Hidróxido de aluminio + ácido sulfúrico d) Oxido de aluminio + ácido clorhídrico e) Hidróxido de magnesio + ácido nítrico f) Bromo + hidrógeno g) Ácido yodhídrico + hidróxido de bario h) Sulfuro de hidrógeno + hidróxido cúprico i) Ácido fosfórico + hidróxido de calcio 3) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas: a) Monóxido de potasio más agua b) Oxido plumboso más agua c) Ácido sulfúrico más hidróxido manganoso d) Ácido nitroso más hidróxido de plata e) Ácido clórico más hidróxido de plata 4) ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de dióxido de azufre? 5) ¿Qué masa de óxido resulta necesaria para obtener 3150 g de ácido nítrico? ¿Cuántos moles de agua reaccionan? 6) Se hacen reaccionar 5,5 litros de oxígeno medidos en CNPT con cantidad suficiente de nitrógeno, calcular: a) Los moles de nitrógeno que reaccionan. b) Volumen de nitrógeno necesario. c) Número de moléculas del compuesto formado, sabiendo que se obtiene óxido nítrico.

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7) Se quieren preparar 3000 Kg de amoniaco a partir de la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g)→2 NH3 (g) Calcular: a) Volumen de nitrógeno medido en CNPT necesarios. b) Masa de hidrógeno necesaria. 8) Se quieren obtener 15 litros de dióxido de carbono (CNPT) según la reacción: Na2CO3 (s) + 2 HCl (ac) CO2 (g) + H2O (l) + 2 NaCl (aq) Calcular: a) Masa de Na2CO3 necesaria. c) Masa de NaCl que se forma. 9) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación: 2 H2SO4 (ac) + Cu (s)

SO2 (g) + CuSO4 (aq) + 2 H2O (l)

Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular: a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad? b) Número de moles de SO2 que se desprenden. c) Masa de CuSO4 que se forma. d) Átomos gramo de cobre que había. 10) El ácido bromhídrico y el ácido sulfúrico reaccionan según la ecuación: H2SO4 (aq) + HBr (aq)

SO2 (g) + Br2 (l) + 2 H2O (l)

Si reaccionan 3 fórmulas gramo de H2SO4, calcular: a) Masa de HBr necesaria. b) Número de moles de Br2 formados. c) Volumen de SO2 que se desprende simultáneamente (medidos en CNPT). 11) Cuando se trata el cobre con ácido nítrico se produce una reacción según la ecuación: 8 HNO3 (aq) + 3 Cu (s)

3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)

Calcular: ¿A) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico reaccionarán con 200 g de cobre? b) ¿Qué peso de sal cúprica se obtendrá?

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12) El tejido óseo de una persona adulta pesa aproximadamente 11 Kg y contiene 50 % de Ca3(PO4)2. Determinar los kilogramos de fósforo que hay en el tejido óseo de una persona adulta. 13) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio son necesarios para neutralizar 364 g de HCl? 14) ¿Cuántos moles de hidróxido de calcio son necesarios para neutralizar 490 g de ácido sulfúrico? 15) ¿Cuántas moléculas de ácido nítrico se necesitan para neutralizar 370 g hidróxido de calcio? 16) Calcular las masas de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio que se necesitan para preparar 292 g de cloruro de sodio. 17) Calcular la masa de sulfato ácido de sodio que se obtiene tratando 2,92 Kg de cloruro de sodio sólido con 1,78 moles ácido sulfúrico (el otro producto es cloruro de hidrógeno). ¿Cuántos kilogramos de cloruro de hidrógeno gaseoso se obtienen? ¿Qué volumen ocupa ese gas? 18) Calcular la cantidad en peso y en volumen de CO2 (en CNPT) que se obtienen al tratar 380 g de carbonato de calcio con la cantidad estequiométrica de ácido clorhídrico. Calcular, además, la cantidad de cloruro de calcio formado. CaCO3 (s) + HCl (ac)

CaCl2 (aq) + H2O (l)+ CO2 (g)

19) ¿Qué masa de dióxido de carbono se producirá al reaccionar 8,0 gramos de metano (CH4) con 48 gramos de oxígeno en la combustión del metano? (el otro producto es agua). 20) ¿Cuántos moles de moléculas de XF6 (hexafluoruro de xenón) se obtienen a partir de 0,0450 g de Xe y 0,0458 g de F2?

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Ejercitación adicional 1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de compuesto es cada uno: a. Sulfito de sodio. b. Carbonato básico de cobre (II). c. Carbonato de bario. d. Sulfuro de plomo. e. Sulfato ácido de potasio. f. Bicarbonato de calcio. g. Nitrato cúprico. h. Sulfuro de hidrógeno. i. Fosfato ácido de calcio. j. Fluoruro de litio. k. Bisulfato de magnesio. 2) Nombrar los siguientes sales neutras: a. Al2(SO4)3 b. FeS c. NiCO3 d. NaNO2 e. K2SO3 f. Ca(ClO2)2 3) La formula correcta del sulfuro antimonioso es: a. AtS b. AnS c. SbS2 d. Sb2S3 4) La formula correcta del cincato de potasio es: a. K2ZnO2 b. K2Zn c. K2ZnO d. KZn 5) Mencionar el número de oxidación con que actúa cada elemento en cada uno de los siguientes compuestos: a. SO2 b. Cu2O c. NH3 d. N2O5 78

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e. Al2O3 f. SO3 6) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas: a) Na + O2 b) Ca + O2 c) Fe + O2 = óxido de hierro(II) d) Fe + O2 = óxido de hierro(III) e) C + O2 = óxido de carbono(IV) f) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(II) g) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(III) h) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(IV) i) Cl2 + O2 = óxido de cloro(I) j) Cl2 + O2 = óxido de cloro(VII) k) P4 + O2 = óxido de fósforo(III) l) P4 + O2 _ óxido de fósforo(V) 7) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas. a) P2O5 + H2O b) K2O + H2O c) BaO + H2O d) Cl2O + H2O e) P2O5 + 3.H2O f)Al2O3 + H2O g) I2 + H2 h) N2O5 + H2O i) S + H2 8) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de compuesto es cada uno: b) Oxido cuproso. c) Dióxido de carbono. d) Hidróxido niqueloso. e) Oxido férrico. f) Oxido de cinc. g) Oxido ferroso. h) Monóxido de carbono. i) Acido sulfuroso. j) Hidróxido ferroso.

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9) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Trióxido de azufre + agua b) Cinc + oxígeno c) Oxido de litio + agua d) Oxido de aluminio + agua e) Oxido de cinc + agua f) Oxido férrico + agua g) Dióxido de carbono + agua h) Oxido ferroso + agua i) Sodio + agua 10) Nombrar los siguientes compuestos. a) HBrO2 b) H2S c) HclO4 d) NH4OH e) Fe(OH)2 f) CuOH 11) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas: a) K + O2 b) Ba + O2 c) Cu + O2 = óxido de cobre(I) d) Cu + O2 = óxido de cobre(II) e) S + O2 = óxido de azufre(II) f) S + O2 = óxido de nitrógeno (IV) g) S + O2 = óxido de nitrógeno (VI) h) Br2 + O2 = óxido de bromo(I) i) Br2 + O2 = óxido de bromo(III) j) Br2 + O2 = óxido de bromo(V) k) Br2 + O2 = óxido de bromo(VII) l) Pb + O2 = óxido de plomo(II) m) Pb + O2 = óxido de plomo(IV) 12) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas. a) SnO2 + H2O b) Li2O + H2O c) CaO + H2O d) I2O + H2O e) P2O5 + 2.H2O 80

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f) Fe2O3 + H2O g) Br2 + H2 h) N2O3 + H2O i) F2 + H2 13) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de compuesto es cada uno: a) Dióxido de carbono. b) Oxido cúprico. c) Dióxido de bario. d) Hidróxido de calcio. e) Hidróxido de aluminio. f) Hidróxido de potasio. g) Acido clórico. h) Acido ortofosfórico. 14) La fórmula correcta del ácido sulfúrico es: a) H2SO2 b) HSO3 c) H2SO3 d) H2SO4 15) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Dióxido de azufre + agua b) Berilio + oxígeno c) Oxido estánnico + agua d) Oxido estañoso + agua 16) Escribir las ecuaciones de formación de todos los óxidos del cromo, nombrarlos y decir qué tipo de óxido es cada uno. 17) Escribir las ecuaciones de formación de los siguientes óxidos: a) Oxido de plata. b) Oxido áurico. c) Oxido mercurioso. d) Oxido mercúrico. e) Oxido hipobromoso. f) Oxido cloroso. g) Oxido yódico. h) Oxido perbrómico.

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18) Con los óxidos anteriores escribir las ecuaciones de formación de los respectivos hidróxidos y oxoácidos y nombrarlas. 19) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las sustancias obtenidas: a) Na (s) + O2 (g)→Na2O (s) b) Ca (s) + O2 (g)→CaO (s) c) Fe (s)+ O2 (g)→FeO (s) d) Fe (s) + O2 (g)→Fe2O3 (s) e) N2 (g) + O2 (g) →N2O3 (g) f) N2 (g) + O2 (g)→N2O5 (g) g) S (s) + O2 (g) →SO2 (g) 20) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las sustancias obtenidas: a) Na2O (s) + H2O (l) →NaOH (aq) b) N2O3 (g)+ H2O (l)→HNO2 (aq) c) CO2 (g) + H2O (l) →H2CO3 (aq) d) SO2 (g)+ H2O (l) →H2SO3 (aq) e) Al2O3 (s) + H2O (l) →Al(OH)3 (s) f) FeO (s) + H2O (l) →Fe(OH)2 (s) g) N2O5 (g)+ H2O (l) →HNO3 (aq) 21) A partir del elemento correspondiente escribir todas las ecuaciones necesarias para la formación de los siguientes compuestos, equilibradas y con el nombre correspondiente a cada paso. a) Acido permangánico. b) Acido pirofosforoso. c) Acido ortofosfórico. d) Acido dicrómico. e) Hidróxido crómico. 22) Escribir las fórmulas de las siguientes sales e indicar que tipo de compuesto es cada uno: a) Yoduro cúprico. b) Perclorato de calcio. c) Sulfato de bario. d) Cincato de sodio. e) Sulfuro férrico. f) Hipoclorito de sodio. g) Nitrato básico cúprico. h) Ortofosfato biácido de bario. i) Carbonato ácido de calcio. 82

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j) Yoduro básico de magnesio. 23) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Acido ortofosfórico (aq) + hidróxido de potasio (aq) b) Hidróxido cúprico (s) + ácido nítrico (aq) c) Acido sulfuroso (aq) + hidróxido ferroso (s) d) Acido sufhídrico (aq) + hidróxido cuproso (s) e) Hidróxido de potasio (aq) + ácido dicrómico (aq) f) Hidróxido de sodio (aq) + ácido permangánico (aq) 24) Nombrar las siguientes sales: a) (CuOH)2CO3 b) PbOHNO2 c) NaH2PO4 d) CaH2P2O7 25) Escribir y nombrar las fórmulas de todas las sales teóricamente posibles de obtener por reacción entre: a) Acido sulfúrico e hidróxido de calcio. b) Acido carbónico e hidróxido de bario. 26) La formula correcta del bisulfito de calcio es: a) Hso3ca b) (HSO3)2Ca2 c) (HSO3)2Ca d) CaS e) ninguna d las anteriores 27) La formula correcta del yoduro básico de magnesio es: a) MgOHI2 b) MgOHI c) Mg2OHI d) Mg(OH)2I 28) La formula correcta del perbromato de bario es: a) Ba(BrO4)2 b) BaBrO4 c) Ba(BrO3)2 d) Ba3(BrO4)2 e) Ninguna de las anteriores

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28) La formula correcta del hipoclorito de sodio es: a) NaClO2 b) Na(ClO)2 c) Na2(ClO)2 d) NaClO e) Ninguna de las anteriores 29) Dados los siguientes elementos: Cr, Au, Cu, F, I, Si, B, Mg, Li, Na, Zn y C; a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros. b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos, hidróxidos y ácidos. c) Nombrar los compuestos obtenidos. 30) Dar los nombres de los siguientes compuestos: a) F2O f) HCl k) H2S p) PbO u) Fe(NO3)2

b) I2O g) LiOH l) HMnO4 q) Na2O v) K2SO3

c) MgO h) Ni(OH)3 m) H3PO4 r) Ag2O w) Fe(CO3)3

d) Li2O i) HIO4 n) Fe2O3 s) Cu2O x) Al2(SO4)3

e) Ni2O3 j) HNO3 o) BaO t) FeO y) ZnCr2O7

z) HNa2PO4 31) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: a) Oxido yódico. b) Acido perclórico. c) Acido yodhídrico. d) Acido arsenioso. e) Acido fluorhídrico. f) Hidróxido crómico. h) ácido brómico. g) Peróxido de hidrógeno. 32) Clasificar los siguientes compuestos en óxidos básicos o ácidos, nombrarlos: a) SO3 b) CO2 c) Al2O3 d) SiO2 33) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las siguientes sales: a) Cromato mercúrico. 84

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b) Bisulfato de calcio. c) Cloruro cúprico. d) Pirofosfato de potasio. e) Bicarbonato de magnesio. 34) Dados los siguientes elementos: Fe, K, Mn, Pb, Ba, Be, Si, Br, Ag, Hg, Ni, Ga y Pt; a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros. b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos, hidróxidos y ácidos. c) Nombrar los compuestos obtenidos. 35) Dar los nombres de los siguientes compuestos: a) Cr2O3

g) HI

m) K2SO4

b) CuO

h) HIO3

n)

c) H2CO3

i) HNO2

o) AgCl

d) CO2

j) Al(OH)3

p) FeSO4

e) I2O3

k) N2O5

q)

BaBr2

f) Ba(OH)2

l) Fe(OH)2

r)

KMnO4

Na2CO3

36) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas: a) Dióxido de silicio (s) más agua (l) b) Oxido de bario (s) más agua (l) c) Ácido clorhídrico (aq) más hidróxido de calcio (aq) d) Ácido bromhídrico (aq) más hidróxido de sodio (aq) e) Ácido nítrico (aq) más hidróxido de potasio (aq) 37) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las siguientes sales: a) Sulfato de potasio. b) Bicarbonato de sodio. c) Sulfito ferroso. d) Nitrato de aluminio. 38) Igualar las siguientes ecuaciones: a) MnO2 (s) + HCl (aq) MnCl2 (ac) + H2O (l) + Cl2 (g) b) Zn (s)+ HCl (aq) ZnCl2 (aq)+ H2 (g) c) KCl (s) + MnO2 (s)+ H2SO4 (aq) K2SO4(aq) + MnSO4 (aq) + H2O (l) + Cl2(l) d) Br2 (l) + KOH (aq) KBr (aq)+ KBrO2 (aq)+ H2O (l) e) K2Cr2O7 (aq) + H2SO4 (aq) K2SO4 (aq) + Cr2(SO4)3 (aq)+ H2O (aq)+ O2 (g) 85

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f) KMnO4 (s) + H2SO4 (aq) H2O (l) + O2 (aq)

MnSO 4 (aq) + K2SO4 (aq) +

39) Una aleación tiene 20 % de cobre y 80 % de plata. Calcular la masa de sulfato cúprico y sulfato de plata que se podrán obtener con 5 g de dicha aleación. 40) Reaccionan 10 g de aluminio con 10 g de oxígeno, ¿cuál de los reactivos está en exceso?, ¿cuántos gramos de óxido de aluminio se forman? 41) Para escribir la ecuación que representa una reacción química es necesario: a) Conocer los reactivos que intervienen y de los productos de la reacción. b) Conocer la fórmula de cada reactivo y los de los productos de la reacción. c) Observar la ley de conservación de los átomos. d) Conocer los indicados en todos los puntos anteriores. 42) Una ecuación química nos permite calcular: a) Los pesos de las sustancias producidas. b) Los pesos de las sustancias consumidas. c) El número de moléculas de cualquier sustancia interviniente en la reacción. d) Todos los datos expuestos en los puntos a), b) y c). 43) Una ecuación que represente la reacción química entre gases, nos permite conocer: a) Las masas de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos. b) Los volúmenes de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos. c) El número de moléculas de los gases reaccionantes y de los gases obtenidos. d) Todos los datos indicados en los puntos a), b) y c). 44) Los cálculos basados en una ecuación química se fundamentan en: a) Las leyes gravimétricas de la química. b) Las leyes volumétricas de la química. c) Ninguna de las expuestas en los puntos a) y b). d) En todas las leyes expuestas en los puntos a) y b). 45) Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido cálcico y acetileno (C2H2) (gaseoso). a) Ajustar la reacción química que tiene lugar. b) Calcular cuántos gramos de agua son necesarios para obtener 2 litros de acetileno en CNPT. 86

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46) ¿Qué volumen de hidrógeno medido en CNPT se obtiene al añadir 4,25 x 1027 fórmulas unidad de HCl a 10 g de Al? 47) El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de manganeso (s)+ ácido clorhídrico(aq) →cloruro de manganeso(II)(aq) + agua (l) + cloro (g). Calcular: a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros de cloro medidos en CNPT. b) El volumen ácido clorhídrico que habrá que usar suponiendo una densidad del ácido de 1,18 g/mL. 48) La hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno, mezclados se emplean como combustibles para cohetes. Los productos de la reacción son Nitrógeno y agua. Calcular la masa de peróxido de hidrógeno necesaria para que reaccionen completamente 640 g de hidracina. 49) Mezclamos 150 cm3 de óxido sulfuroso con 70 cm3 de Oxígeno. ¿Cuántos cm3 de trióxido de azufre se formarán? 50) Calcular el volumen de hidrógeno, medido en CNPT, obtenido al hacer reaccionar 0,60 g de magnesio con 0,79 mol de ácido clorhídrico. En la reacción se forma también cloruro de magnesio. 51) El hierro y el cromo que se usan en la fabricación de acero cromado pueden obtenerse a partir de la cromita (FeCr 2O4), haciéndola reaccionar con coke (C). En el proceso también se forma monóxido de carbono. Calcular la masa de cromo que se obtendrá a partir de 20 toneladas de cromita. 52) El clorato de potasio se usa en el laboratorio para obtener oxígeno, ya que se descompone al calentarlo en esta sustancia y cloruro de potasio. De 20 g de clorato de potasio. a) ¿cuántas moléculas de oxígeno se obtendrán? b) ¿cuántos moles de átomos de oxígeno? c) ¿Cuántas fórmula unidad de cloruro de potasio? d) ¿cuántos decímetros cúbicos de oxígeno? 53) Al hacer reaccionar aluminio con yodo se obtiene triyoduro de aluminio. Calcular la masa de este producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo. 54) Al tratar una muestra de dióxido de manganeso con 20 g de cloruro de Hidrógeno, se obtiene cloruro de manganeso (II), gas cloro y agua. Calcular la masa de cloruro de manganeso (II) que se obtendrá. 87

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55) Calcular la masa de yoduro de plomo (II) que se obtendrá al hacer reaccionar 15 g de yoduro de potasio, con 27 x 1018 fórmulas unidad de nitrato de plomo (II) . En la reacción también se produce nitrato de potasio, KNO3. 56) Calcular la masa de hidróxido de calcio, necesaria para reaccionar con 16,5 g de ácido clorhídrico. En la reacción se forma cloruro de calcio y agua. 57) La combustión del propano, C3H8, produce dióxido de carbono y agua. Calcula el volumen de oxígeno, medido en CNPT, necesario para quemar totalmente 25 g de propano. 58) Calcular la masa y el volumen de amoníaco que se obtienen si hacemos reaccionar 12,1 litros de nitrógeno con 0,76 moléculas gramo de hidrógeno. Todos los volúmenes de los gases se miden en condiciones normales. 59) Calcular el volumen de oxígeno en CNPT que se necesita para quemar completamente 56 litros de metano (CH4), en las mismas condiciones. Nota: productos de la reacción: dióxido de carbono y agua. 60) En la reacción entre el ácido sulfúrico y el hierro, se forma sulfato ferroso y se desprende hidrógeno. Calcular el volumen de gas en CNPT que se producirá a partir de 15 g de hierro. 61) El carbono y el agua reaccionan para formar monóxido de carbono e hidrógeno. Calcular la masa de carbono y los moles de agua necesarios para obtener 100 l de hidrógeno en CNPT y el volumen de monóxido de carbono que se formará. 62) El clorato de potasio, KClO3, se descompone por acción del calor en cloruro de potasio y oxígeno. Si partimos de 23 g de clorato de potasio, calcular la masa de cloruro de potasio y el volumen de oxígeno en CNPT que se obtendrá. 63) Calentamos en una cápsula de porcelana 16 g de azufre y 8 g de carbono. Determinar la cantidad de disulfuro de carbono que se formará y qué cantidades de otras sustancias tendremos al final de la reacción. 64) Hacemos pasar 500 cm3 de sulfuro de hidrógeno, medidos en CNPT, por una disolución que contiene 1,11 x 1023 fórmulas unidad de cloruro de cobre (II). Determinar la masa de sulfuro cúprico que se formará.

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65) Añadimos 0,552 moles de fórmulas unidad de hidróxido de sodio a una disolución de sulfato de magnesio. Averiguar la masa de hidróxido de magnesio que se formará. En la reacción se forma también sulfato sódico. 66) Una muestra de carbón de 110 g de masa se quema en presencia de oxígeno suficiente. Calcula el volumen de dióxido de carbono, en CNPT, que se obtendrá. 67) El ácido clorhídrico reacciona con el aluminio y se produce cloruro de aluminio e hidrógeno gas. Si queremos obtener 70 l de hidrógeno, medidos en CNPT, calcular: ¿Qué masa de aluminio se necesitará? ¿Qué masa de cloruro de aluminio se obtendrá? 68) El nitrato de sodio y el ácido sulfúrico reaccionan formando ácido nítrico y sulfato ácido de sodio. Si hacemos reaccionar 20 g de nitrato de sodio con 19,6 g de ácido sulfúrico. ¿Qué masa de ácido nítrico podremos obtener? 69) Averiguar la masa de sulfuro de estaño (II) que se obtendrá al añadir un exceso de sulfuro sódico a una disolución que contiene 20 g de cloruro de estaño(II). En la reacción también se produce cloruro de sodio. 70) Calentamos en una cápsula de porcelana 5 g de hierro y 4 g de azufre. Determina la cantidad de sulfuro de hierro (II) que se formará y qué cantidades de otras sustancias tendremos al final de la reacción.

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