Número de Oxidación

NÚMERO DE OXIDACIÓN

file:///C|/Users/Rosy/Desktop/NÚMERO%20DE%20OXIDACIÓN.htm[28/05/2014 08:16:26 p.m.]

Número de OxidaciónFórmula y nomenclatura de compuestos inorgánicosÓxidosÓxidos metálicos o básicosÓxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidaciónÓxidos de metales que actún con más de un estado de oxidaciónÓxidos no metálicos o ácidosHidróxidosÁcidos Oxigenados u OxácidosCompuestos binarios del HidrógenoHidrácidosAniones SalesPeróxidosOtros aniones utilizados frecuentemente en este cursoMasas Moleculares Composición centesimal Reacción Química y Ecuación QuímicaReactivo limitante

PROBLEMAS CAPITULO IIIPROPUESTA EXPERIMENTAL

EJERCICIOS INTERACTIVOS Objetivos:

Calcular números o estados de oxidación. Escribir las fórmulas químicas de compuestos inorgánicos sencillos. Reconocer los distintos tipos de sustancias. Nombrar sustancias inorgánicas sencillas utilizando diferentes nomenclaturas. Comprender el significado de la ecuación química Resolver problemas estequiométricos.

La caparazón de este molusco se debe a la reacción de precipitación entre los iones calcio, que elorganismo fue secretando, y los iones carbonato presentes en el agua.El color del mismo se debe a impurezas de hierro que fueron capturadas cuando el sólido se ibaformando

http://www.unlu.edu.ar/%7Equi10017/Quimica%20COU%20muestra%20para%20IQ10017/prcap3.htm


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I.- NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los

electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Las reglas son:

v Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.

v Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le

asignan al más electronegativo.

Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado

cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número deoxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y llevael signo escrito.

Por ejemplo: Vamos a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.

Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de

átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad.Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo quetiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.

Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor

electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los delátomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su únicoelectrón, y su número de oxidación es +1.

De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar

números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.

Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera: En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el

número de oxidación es 0. Por ejemplo: Auo, Cl2o, S8o.

El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepciónde los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación -1.

El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con unno metal, por ser éstos más electronegativos; y con -1 cuando está combinadocon un metal, por ser éstos más electropositivos.

En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga delión.

Por ejemplo: Na+1 (Carga del ión) +1 (Número de oxidación)

S-2 -2 (Número de oxidación) +3

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Al +3 (Número de oxidación)

v Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de carga +1 y +2 respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2cuando son monoatómicos.

v La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es

decir, que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata deiones, será igual a la carga de éstos.

Por ejemplo: a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la

tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en loselementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y el O: -2

+1 X -2 Na2 S O3

Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de

cada elemento.

La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la

especie en cuestión no posee carga residual:

(+1) x 2 + X + (-2) x 3 = 0

2 + X - 6 = 0 X = + 4 +1 +4 -2 Na2 S O3

En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a

él.

b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr2O7

= nos basaremos en el O: -2

X _2 (Cr2 O7)-2 2 x X + (-2) x 7 = -2 (Suma igual a la carga del ión)

resolviendo, encontramos que X = + 6 +6 _2

(Cr2 O7)-2

Autoevaluación 1: Indicar el estado de oxidación de cada elemento en el KMnO4.Elige la respuesta correcta: a) K = +2; O = -2; Mn = +6b) K = +1; O = -2; Mn = +7c) K = +1; O = -1; Mn = +3 Ver resultado



II.- FORMULA Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

En la primera parte de esta asignatura se determinaron los números de oxidación de los

átomos en diferentes especies químicas cuyas fórmulas se dieron como dato. Ahorainvertiremos el proceso, es decir, que conociendo los estados de oxidación se podrádeducir la fórmula química, y a partir de ella el nombre de la especie.

Se seguirán las reglas dictadas por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada). En las fórmulas, la porción positiva de un compuesto se escribe en primertérmino, a excepción de algunas especies que por su difundido uso se mantienen con laformulación tradicional. Tal es el caso, entre otros, del amoníaco, NH3; del ión amonio,

NH4+; del metano, CH4. En cuanto a la nomenclatura, subsisten diferentes sistemas en

uso, aunque es recomendable la utilización de la nomenclatura sistemática, ya que aúnsin mayores conocimientos puede ser deducida a partir de la fórmula química; o en elcaso inverso, dada la nomenclatura, puede escribirse la fórmula correspondiente.

II.- 1.- Óxidos Los óxidos son compuestos binarios, es decir, formados sólo por dos elementos, uno de

los cuales es oxígeno actuando con número de oxidación –2.

a) Óxidos metálicos o básicos: a1) Óxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidación: Recorriendo la tabla periódica de izquierda a derecha, encontramos en primer término

el grupo IA (1) o de los alcalinos, los que por tener un solo electrón por encima de laestructura de gas noble actúan con carga +1. Para obtener la fórmula química, se deberecordar que la sumatoria de los números de oxidación debe ser cero. En este caso senecesitarán dos iones del metal para neutralizar la carga del oxígeno. En otras palabrasla fórmula de estos óxidos será: Li2O, Na2O, K2O, etc., y en general, será M2Osiempre que el metal actúe como +1.

Para nombrar estos óxidos, se sigue la siguiente regla:

La parte variable del nombre figura entre paréntesis. Así, las sustancias anteriormente

escritas se denominarán respectivamente óxido de litio, óxido de sodio y óxido depotasio. Es incorrecto escribir óxido de Li u óxido de Na, ya que es una mezcla denomenclatura con fórmula.

Los metales alcalino térreos o del grupo IIA (2), por poseer dos electrones en el último

nivel, actúan con número de oxidación +2 por lo que la fórmula de su óxido será: MgO,CaO, BaO, etc., y en general, será MO. Como ejercitación, nombre los óxidos escritosanteriormente.



El aluminio pertenece al grupo IIIA (13) y su número de oxidación es +3. Escriba lafórmula del óxido y nómbrelo.

a2) Óxidos de metales que actúan con más de un estado de oxidación: En el caso de los metales de transición, éstos suelen actuar con más de un número de

oxidación; así, el hierro actúa con +2 y +3, originando dos óxidos diferentes: FeO yFe2O3 respectivamente. Nótese que si se sigue la regla anterior, ambos se llamaríanóxido de hierro y no se sabría a cuál de las sustancias se está refiriendo. Eso esincorrecto, ya que el nombre debe ser lo suficientemente preciso como para que noquepa la pregunta “¿cuál?” . ¿Cómo se subsana? Utilizando la siguiente regla:

En este caso los nombres serán óxido de hierro (II) y óxido de hierro (III). ¿Cuál es la fórmula del óxido de manganeso (IV)? En primer término se escriben los elementos que forman la sustancia: MnO, y nos

ayudamos con los números de oxidación, –2 para el oxígeno y +4 para el Mn, indicadopor los números romanos; luego haremos que la sumatoria de los números de oxidaciónsea cero, quedando: MnO2.

Esta nomenclatura también es utilizada con los elementos representativos que actúan

con más de un estado de oxidación (G IIIA (13) al VIA (16)). Ejemplo: PbO sedenomina óxido de plomo (II)

Resumiendo: la nomenclatura que hemos utilizado en a1 (no es necesario aclarar el

número de oxidación) y a2 (es indispensable aclarar el número de oxidación) sedenomina nomenclatura sistemática de Stock o de numeración romana. Es la deuso más frecuente para los compuestos metálicos.

b) Óxidos no metálicos o ácidos:

Para ellos seguimos las mismas reglas de escritura, pero la nomenclatura más

frecuente es la de los prefijos griegos; éstos indican el número de átomos de cadaelemento y los más usados son:

Prefijo mono di tri tetra penta hexa hepta octa nona deca

Númerode

átomos

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

La regla para nombrarlos es:

El primer prefijo indica el número de átomos de oxígeno, y cuando termina con las letras a u o, se elimina antes de la palabra óxido: así, no se dice heptaóxido, sino,

heptóxido. El segundo prefijo indica el número de átomos del no metal y no se usacuando tiene un solo átomo: así, el CO2 se nombra dióxido de carbono y no dióxido demonocarbono.

Por ejemplo: N2O monóxido de dinitrógeno P4O10 decóxido de tetrafósforo Nótese lo fácil que resulta escribir la fórmula de una sustancia si se utiliza esta

nomenclatura; inténtelo con: dióxido de azufre, pentóxido de dicloro, tetróxido dedinitrógeno.



Nota: Es correcto utilizar ambas formas de nomenclatura para metales y no metales. Loque se explicó anteriormente, es la utilizada con preferencia y no con exclusión. Así,Cu2O se denomina óxido de cobre (I) (más común) o monóxido de dicobre y CO sedenomina monóxido de carbono (más común) u óxido de carbono (II).

Anteriormente se utilizaba la llamada nomenclatura clásica que utiliza el sufijo oso

cuando el elemento que tiene número de oxidación positivo actúa con su menor estadode oxidación, y el sufijo ico cuando actúa con el mayor. Volviendo a ejemplos yacitados el FeO se denomina óxido ferroso, y el Fe2O3, óxido férrico, igualmente elSO2 se denomina óxido sulfuroso y el SO3, óxido sulfúrico. El inconveniente de estanomenclatura estriba en que exige el conocimiento de los estados de oxidación delelemento, puesto que sólo nos indica que es el mayor o el menor, pero no cuál es suvalor. Además, no sirve para especies que presentan más de dos números deoxidación.

II.- 2.- Hidróxidos Estas sustancias se caracterizan por la existencia del ion OH- o ion hidroxilo combinado

con un catión.

Si simbolizamos a un catión metálico como M +n, la fórmula general será: M(OH)n. Se

denominan de igual manera que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el términoóxido por hidróxido (nomenclatura sistemática o de Stock).

Por ejemplo: Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III) Cuando el NH3 se disuelve en agua, se encuentran en solución OH- y NH4

+ por lo quehabitualmente se lo denomina hidróxido de amonio y se lo formula NH4OH.

La regla para nombrar a los hidróxidos es:

II.- 3.- Ácidos Oxigenados u Oxácidos

Pueden representarse por la fórmula general Hx A Oy donde A representa a un no

metal, actuando con número de oxidación positivo (a veces, puede tratarse de un metalde transición).

Existen dos nomenclaturas: a) La clásica o funcional es la misma que se utiliza en los óxidos ácidos; así, si un

elemento es capaz de formar 2 oxácidos, el construido con el elemento actuando con sumayor estado de oxidación llevará el nombre del elemento seguido de la terminaciónico y si está actuando con el menor llevará el nombre del elemento seguido de laterminación oso anteponiendo en ambos casos el término ácido. Los oxácidos másfrecuentes con los que trabajaremos son:

Grupo IV A (14) Grupo V A (15) Grupo VI A (16)H2CO3

ácido carbónicoHNO2

ácido nitrosoH2SO3

ácido sulfuroso



* HNO3ácido nítrico

H2SO4ácido sulfúrico

* H3PO3ácido fosforoso

*

* H3PO4ácido fosfórico

*

En el caso del Grupo VII A (17) los oxácidos formados responden a la fórmula general

H X On donde n puede variar entre 1 y 4, y X representa al Cl, Br o I. ¿Podría Ud. justificar por qué X no representa al F?

El sufijo oso corresponde al estado de oxidación +3 para X y el sufijo ico corresponde

al estado de oxidación +5 para X. Ambos estados son intermedios. Cuando el estadode oxidación de X es +1, por ser menor que el designado con oso, se le antepone elprefijo hipo, y cuando el estado de oxidación es +7, por ser mayor que el designadocon ico, se le antepone el prefijo hiper, abreviado per.

En general:

Por ejemplo: HBrO ácido hipobromoso HClO2 ácido cloroso HIO3 ácido yódico HClO4 ácido perclórico b)La nomenclatura sistemática indica el número de átomos de oxígeno mediante el uso

de los prefijos griegos (a excepción de mono) seguido del sufijo oxo y luego se agregael nombre del elemento siempre terminado en ico, y su estado de oxidación ennúmeros romanos.

En general:

Ejemplos: H2SO3 ácido trioxosulfúrico (IV) H2SO4 ácido tetraoxosulfúrico (VI) ¿Cuál es la fórmula del ácido tetraoxosilícico (IV)? Pondremos los símbolos de los

elementos: HSiO, luego utilizamos el subíndice 4 para el oxígeno quedándonos HxSiO4y finalmente a través del número de oxidación del silicio dado en la nomenclatura (IV),se puede calcular el número de átomos de H:

1.X + 4 – 8 = 0, por lo tanto, X = 4 , quedando así la fórmula H4SiO4. Utilizando esta nomenclatura, no es necesario conocer si el elemento tiene o no

diferentes estados de oxidación. Lamentablemente su uso no es lo suficientementehabitual y la mayoría denominaría simplemente al ácido HClO como ácido hipocloroso(funcional o clásica) y no ácido oxoclórico (I) (sistemática).

II.- 4.- Compuestos binarios del Hidrógeno a) Los compuestos de hidrógeno con metales son los llamados hidruros. En estas sustancias el metal es el elemento que lleva el número de oxidación positivo,



correspondiéndole al hidrógeno –1. La fórmula general para un metal con estado deoxidación +n será MHn, denominándose igual que los óxidos metálicos sólo quesustituyendo el término óxido por hidruro:

Ejemplos: KH hidruro de potasio CuH hidruro de cobre (I) b) El hidrógeno también forma compuestos con los no metales. En este caso el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y se denominan

Los elementos del grupo VII A (17) forman con el hidrógeno sustancias de fórmula HX,

donde X es F, Cl, Br o I y sus nombres serán Fluoruro de Hidrógeno, Cloruro deHidrógeno, etc. El S por pertenecer al Grupo VIA (16) formará H2S, cuyo nombre esSulfuro de Hidrógeno. Los elementos N y P, que pertenecen al Grupo VA (15), formancon el hidrógeno NH3 y PH3, que se nombran frecuentemente en forma trivial amoníacoy fosfina respectivamente. (Nótese la excepción en la forma de escritura de la fórmulaya mencionada anteriormente). Dé la nomenclatura sistemática de estas especies.

II.- 5.- Hidrácidos Cuando los compuestos hidrogenados derivados de elementos de los grupos VIA (16) y

VIIA (17) se disuelven en agua, originan iones Hidrógeno y pasan a denominarseHidrácidos (ácidos sin oxígeno).

Para nombrarlos debemos decir así:

Las sustancias del inciso 4 pasarán a denominarse: ácido fluorhídrico, ácido clorhídrico,

ácido bromhídrico y ácido sulfhídrico.

Nótese que no se incluyen en este grupo los derivados de no metales de los GruposIVA (14) y VA (15).

II.- 6.- Aniones Los ácidos, como hemos visto, generan H+ en solución acuosa, originando

simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como Hidrógenos sehayan cedido.

Se denominan con los siguientes sufijos: a) Anión de hidrácido

Por ejemplo: F- Fluoruro, S= Sulfuro. Como el ácido sulfhídrico posee más de un H,

podrá perder un solo protón, originando el anión HS-, y para denominarlo hay queañadir el término hidrógeno. Este ion se denominará por lo tanto, ion hidrógeno sulfuro.



b) Los oxoácidos originan aniones que sustituyen la terminación ico por ato tanto en la

nomenclatura funcional como en la sistemática, y se sustituye la de oso por ito si setrabaja con la funcional.

Veamos a continuación algunos ejemplos y complete los espacios vacíos:

Anión Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática

NO3- Nitrato Trioxonitrato (V)

NO2- Nitrito Dioxonitrato (III)

ClO- Hipoclorito Oxoclorato (I)

ClO2- Clorito Dioxoclorato (III)

ClO3-

ClO4-

En resumen: En resumen: Ácido Anión

Sin oxígeno -----hídrico ------uroCon oxígeno -------ico ------ato

-------oso ------ito

Las celdas sombreadas no existen en la nomenclatura sistemática.

Cuando los oxácidos poseen más de dos hidrógenos originan diferentes aniones

hidrogenados y deben diferenciarse usando los prefijos griegos para indicar el númerode hidrógenos que aún contienen.

Veamos los siguientes ejemplos y complete los espacios vacíos.

Anión Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática

H2PO4- Dihidrógenofosfato Dihidrógenotetraoxofosfato (V)

HPO4-2 Hidrógenofosfato Hidrógenotetraoxofosfato (V)

HSO4- Hidrógenosulfato Hidrógenotetraoxosulfato (VI)

HSO3-

HCO3-

II.- 7.- Sales Estas sustancias se componen de un anión proveniente de un ácido y de un catión

generalmente metálico.

Se denominan

Durante el curso utilizaremos frecuentemente un catión no metálico: NH4

+ denominadoamonio, y sus compuestos se denominan siguiendo las mismas reglas dadas.

Veamos algunos ejemplos usando la nomenclatura funcional, dejando la sistemática



como ejercitación. Sal Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática

K2SO4 Sulfato de Potasio FePO4 Fosfato Férrico NH4NO3 Nitrato de amonio Al2(CO3)3 Carbonato de aluminio HgI2 Ioduro mercúrico Cr(H2PO4)3 Dihidrógenofosfato de cromo(III) NH4(HCO3) Hidrógenocarbonato de amonio Ca(HS)2 Hidrógenosulfuro de calcio

II.- 8.- Peróxidos

Son compuestos binarios del oxígeno, que presentan la particularidad de que dos

átomos de oxígeno se unen entre sí, lo que determina que su número de oxidaciónsea –1.

Se denominan sustituyendo la palabra óxido por peróxido. Así: Na2O2 Peróxido de sodio BaO2 Peróxido de bario H2O2 Peróxido de hidrógeno (más conocido por su nombre trivial de

agua

oxigenada).

II.- 9.- Otros aniones utilizados frecuentemente en este curso: a) Oxoaniones cuyo elemento central es un metal Anión Nomenclatura funcional

MnO4- Permanganato

CrO4-2 Cromato

Cr2O7-2 Dicromato

b) Aniones no oxigenados Anión Nomenclatura funcional

CN- Cianuro

SCN- Sulfocianuro

Resumen de reacciones típicas:



III.- MASAS MOLECULARES

Con idéntico criterio a lo tratado con respecto a los átomos, podemos definir las

unidades de masa moleculares con sólo cambiar el término atómico por molecular.

Así, tendremos: Masa molecular relativa ( M.M.R) o simplemente masa molecular(M.M.) es un número adimensional que expresa cuántas veces más masa tiene unamolécula que la uma. Su valor se obtiene sumando las M.A. de todos los átomos quecomponen a la molécula.

Por ejemplo: Calculemos la M.M.R de una sustancia cuya fórmula es C2H6O: M.M.R = 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46 Para las sustancias iónicas o para las macromoléculas, donde no existen las moléculas,

la denominación correcta sería masa fórmula en lugar de masa molecular, ya que ensu cálculo se utiliza la fórmula empírica. (Aunque esta denominación sería la másestricta, la costumbre hace que se admita la denominación de masa molecular en todoslos casos).

Masa Molecular gramo o masa de la moléculagramo: es la masa de un mol demoléculas, y se obtiene añadiendo la unidad “gramo” a la M.M. En el ejemplo anterior,una moléculagramo de C2H6O tiene una masa de 46 g.

Masa molecular absoluta: es la masa verdadera de una molécula y se obtieneañadiendo la unidad “uma” a la M.M. Siguiendo con el ejemplo dado, la masa de unamolécula será de 46 uma o reemplazando una por su equivalente en g:

46 x 1,66 x 10 - 24g = 7,636 x 10 -23 g.

Volumen Molar: Se define así al volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia.Si ésta es un gas, el volumen ocupado por un mol es de 22,4 litros si se mide a 0o Cy 1 atmósfera de presión, condiciones que se conocen con el nombre de “condicionesnormales de presión y temperatura o C.N.P.T”, o simplemente, “condiciones normales:C.N.".

Ahora estamos en condiciones de poder interpretar a la fórmula química con mayor

profundidad, es decir desde el aspecto cuantitativo. Éste puede estudiarse según dospuntos de vista, para lo cual utilizaremos como ejemplo al CO2:

a) Punto de vista molecular



CO2 C O1 molécula 1 átomo 2 átomos

44 uma 12 uma 32 uma7,3 x 10 –23 g 2 x 10 –23 g 5,3 x 10 –23 g

b) Punto de vista molar

CO2 C O1 mol de moléculas 1 mol de átomos 2 moles de átomos

44 g 12 g 32 g1 molécula gramo 1 átomo gramo 2 átomo gramo

6,023 x 10 23 moléculas 6,023 x 10 23 átomos 2 x 6,023 x 10 23 átomos22,4 l (C.N.) ----------- ----------

Ejercicios resueltos: 1.- ¿Cuántos átomos de O hay en 8,55 g de Al2(SO4)3? M.M.: 27 x 2 + 32 x 3 + 16 x 12 = 342 Masa de la moléculagramo: 342 g 342 g de Al2(SO4)3 .......................... 12 x 6,023 x 1023 átomos de O

8,55 g de Al2(SO4)3 ......................... x = 1,8 x 1023 átomos de O

2.- ¿Cuántos átomogramos de S hay en 3 x 1022 “moléculas” de Al2(SO4)3?

6,023 x 1023 moléc.......................... 3 átomogramos de S 3 x 1022 moléc. .......................... x = 1,5 x 10 - 1 átomogramos de S 3.- ¿Cuántos átomos de Al se habrán combinado con 2400 uma de O

para formar Al2(SO4)3?

12 x 16 uma de O ......................... 2 átomos de Al 2400 uma de O .......................... x = 25 átomos de Al Autoevaluación 2:

Indicar el número de átomos de O presentes en 20 gramos de Fe(ClO4)3 es: a) 4 x 1023

b) 12c) 0,68d) 3,3 x 1022

Ver resultado

III.- 1.- Composición centesimal

La composición centesimal indica la masa de cada elemento presente en 100 g de un

compuesto.

Calculémosla para el H2O, cuya M.M.R es 1 x 2 + 16 = 18 18 g de H2O ............................ 16 g de O



100 g de H2O ............................. x = 88,9 g de O 18 g de H2O ............................. 2 g de H 100 g de H2O ............................. x = 11,1 g de H La fórmula centesimal del agua será entonces: 88,9 % de O y 11,1 % de H. Se podría

alegar que teniendo el porcentaje del O, el del H podría calcularse por una simplediferencia. Ello es correcto, pero el efectuar todos los cálculos por separado y luegosumarlos, servirá de verificación de que no se han cometido errores, ya sea de planteoo de cálculo, lo que pasaría inadvertido en caso de calcular la masa del últimoelemento por diferencia.

a) Fórmula mínima o empírica: se denomina así a la fórmula que indica la relación

numérica que guardan los elementos, expresada mediante el menor númeroentero posible de los átomos de cada uno.

b) Fórmula molecular: se denomina así a la verdadera fórmula de la sustancia. En muchos casos la fórmula mínima coincide con la molecular, como por ejemplo en

H2O, CO2, NH3, etc. En otras sustancias esta coincidencia no existe; así en el C6H6 se observa que la F.M. será CH, y la única información que nos dá es que en esasustancia se encuentran tantos átomos de C como de H, pero no se informa de cuál essu número; para el C6H12O6 se obtiene una F.M. CH2O lo que nos indica que en ellahaya tantos átomos de C como de O, y el doble de átomos de H. De lo dicho, sedesprende que la fórmula química coincide con la mínima o es un múltiplo de la misma:

Fórmula molecular = n x fórmula mínima

donde n es un número entero mayor o igual a 1, según el caso considerado, e indica

cuántas veces se repite la fórmula mínima en la molecular.

Anteriormente calculamos la composición centesimal de una sustancia, conociendo su

fórmula química; este proceso puede ser invertido, es decir que si se conoce lacomposición centesimal, se puede determinar la fórmula mínima.

Por ejemplo: Se sabe que una sustancia está constituida por un 43,6% de P y 56,4 %

de O, y se desea conocer su F.M.. Podremos efectuar el siguiente razonamientosuponiendo que partimos de 100 g de muestra:

31 g de P ........................ 1 átomogramo P 43,6 g de P ........................ x = 1,41 átomogramos de P 16 g de O ........................ 1 átomogramo de O 56,4 g de O ...................... x = 3,53 átomogramos de O La proporción de átomos de los distintos elementos en una sustancia es la

misma que la de átomogramos; por consiguiente en este compuesto se encontrarán1,41 átomos de P por cada 3,53 átomos de O. Sin embargo, la proporción debe guardaruna relación de números enteros, ya que de otra forma mantiene un sentidomatemático, pero no físico, ya que los átomos no pueden fraccionarse en una sustancia.Si dividimos a todos los átomogramos (para no romper la relación, es decir no cambiarla composición centesimal) por el más pequeño, se obtiene:

Para y para el

Aún no se ha logrado la proporción de números enteros, pero si multiplicamos ambos

valores por 2, obtendremos que la F.M. será P2O5. La fórmula de la sustancia podríaser:



P2O5, P4O10 , P6O15 , P8O20 etc. Por lo tanto para poder determinarla unívocamente se debe disponer de un dato

adicional como por ejemplo saber que en 0,25 moles de la sustancia hay 1,506 x 1024

átomos de O. Podremos plantear entonces :

0,25 moles de la sust. ....................... 1,506 x 1024 átomos de O 1 mol de la sust. ......................... x = 6,024 x 1024 átomos de O Esa cantidad de átomos son los que se encuentran en 10 átomogramos, lo que indica

que la fórmula será la segunda: P4O10 .

Otro dato que podría conocerse es la masa molecular; en este caso es 284, y utilizando

la fórmula:

Masa Molecular = n x Masa de la fórmula mínima

Entonces: 284 = n x (31 x 2 + 16 x 5) = n x 142 de donde n = 2, es decir que la fórmula mínima se encontrará repetida 2 veces en la

molecular: (P2O5) x 2 = P4O10

Otra manera de encarar este tipo de problema si se conoce la masa molecular es la

siguiente:

La masa molecular del ácido cítrico es 192,13, y está compuesto por37,51% de C, 58,29 % de O y 4,20 % de H. Determinar sus fórmulas mínima ymolecular.

100 g de sustancia ...................... 37,51 g de C 192,13 g de sust. ...................... x = 72,07 g de C , (1 mol) ....................... 6 átomogramos de C Encontramos que en un mol de la sustancia hay 6 átomogramos de C, o lo que es lo

mismo, que en una molécula hay 6 átomos de C. Trabajando con idéntico criterio paralos otros elementos determinaremos que la fórmula química es C6H8O7, y de ellapodemos deducir la fórmula mínima, que en este caso será coincidente con la fórmulaquímica.-

Autoevaluación 3:Hallar la fórmula molecular de un hidrocarburo que contiene 92,3% de C y 7,7 %de H, sabiendo que su masa molecular absoluta es 3,04 x 10-22 gramos.

a) CHb) C5H12c) C14H14

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IV.- REACCIÓN QUÍMICA Y ECUACIÓN QUÍMICA

La reacción química es un proceso durante el cuál unas sustancias se transforman en

otras mediante la ruptura y/o creación de enlaces. En otras palabras, lo que ocurre esun intercambio de átomos. Para representar este fenómeno se hace uso de laecuación química.

Las sustancias reaccionantes se denominan reactivos, y se escriben del lado izquierdo

mediante sus respectivas fórmulas, separadas por el signo más; las sustancias que seobtienen se denominan productos de la reacción, o más comúnmente productos, y



se escriben del lado derecho mediante sus respectivas fórmulas, también separadas porel signo más. Entre reactivos y productos se intercala una flecha que indica el sentidode la reacción. El orden de escritura de la ecuación es, en primer término bienformulados, los reactivos y los productos:

CO + O2 ® CO2

Ésta expresión no es cuantitavivamente correcta, debido a que no respeta la ley de

conservación de la masa. En otros términos, por lo dicho anteriormente, deben existirtantos átomos de cada elemento al principio como al final de la reacción, lo que seexplícita mediante el uso de coeficientes delante de las fórmulas, proceso que sedenomina balanceo, ajuste o equilibrio. Estos coeficientes son siempre númerosenteros y mantienen la menor proporción; en el ejemplo que estamos considerando, losmismos serán:

2 CO + O2 ® 2 CO2

Esta expresión puede ser interpretada desde dos puntos de vista, tal como se vio

anteriormente, aplicándolo a cada especie que aparece en la ecuación:

a) Punto de vista molecular

2 moléc. + 1 moléc ® 2 moléc.

2 x 28 uma + 32 uma ® 2 x 44 uma

2 x 28 x 1,67x 10-24 g + 32 x 1,67x 10-24 g ® 2 x 44 x1,67x 10-24 g

b) Punto de vista molar 2 moles CO + 1 mol O2 ® 2 moles CO2

2 x 28 g 32 g ® 2 x 44 g

2 moléc-gramo 1 moléc-gramo ® 2 moléc-gramo

2 x 22,4 litros 22,4 litros ® 2 x 22,4 litros

2 x 6,023 x 1023 moléc. 6,023 x 1023 moléc® 2 x 6,023 x 1023 moléc.

En realidad, la ecuación posee un sentido más amplio, ya que no sólo nos indica que 2

moles de CO reaccionan con 1 mol de O2, sino que se necesita el doble de moles deCO, sea cuál sea la cantidad considerada, que de moles de O2 . Y con idéntico criterio,se van a obtener tantos moles de CO2 como moles de CO hayan reaccionado, o, siconsideramos el otro reactivo, se obtendrá el doble de moles de producto que los molesde O2 que han reaccionado. Por esta razón los cálculos estequiométricos puedenresolverse fácilmente utilizando reglas de 3 simple, en las cuales el primer renglón es lalectura de la ecuación en las unidades pedidas, o bien utilizando el sistema deproporciones o cualquier otro método algebraico.

Por ejemplo:

N2 + 3 H2 ¾¾® 2 NH3 Calculemos los gramos de H2 que reaccionarán con 0,12 moles de N2: Según la interpretación molar:



a) 1 mol de N2 reacciona con 3 moles de H2 (surge de la ecuación)conviene llevar los moles de H2 a g ya que nos solicitan masa (y no moles) de H2 quehabrán de reaccionar:

1 mol de N2 ® 3 x 2 g H2 (por la ecuación) 0,12 moles de N2 ® x = 0,72 g H2 b) Calcule la masa de NH3 a obtener en g cuando reaccionan 3,01 x 1022 moléculas

de H2 :

3 mol de H2 ® 2 moles de NH3 (ecuación) 3 x 6,02 x 1023 moléc. H2 ® 2 x 17 g NH3 (ecuación) 3,01 x 1023 moléc. H2 ® x = 5,66 g NH3

c) Calcule cuántas moléculas de H2 reaccionarán con 1,5 x 1022 moléculas de N2:

1 mol de N2 ® 3 moles de H2 (ecuación) 6,02 x 1023 moléc. N2 ® 3 x 6,02 x 1023 moléc. H2 (ecuación)

1,5x1022 moléc.N2 ® x = 4,5 x 1023 moléc.H2

IV.- 1.- Reactivo limitante En los ejemplos anteriores se hace mención de uno solo de los reactivos,

interpretándose que del o de los otros reactivos se dispone cantidad suficiente. Si losreactivos se encuentran exactamente en cantidades estequiométricas, el sistema finalsolo contendrá productos, ya que se habrán agotados los reactivos simultáneamente.

En el caso de que se haga mención a más de un reactivo lo primero que debe

determinarse es si se encuentran o no guardando la relación estequiométrica. En elprimer caso los cálculos de productos obtenidos se podrá efectuar con cualquiera de losreactivos. Pero si los reactivos no guardan relación estequiométrica, uno de ellos seencontrará en menor cantidad que la necesaria para que el otro reactivo se transformeen su totalidad. Por ese motivo a este reactivo que está en menor proporción que elotro se lo denomina reactivo en defecto o reactivo limitante (limita el desarrollo de lareacción).

Por ejemplo: ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen cuando se mezclan 3 moles de CO con 60 g de

O2?

2 mol CO ® 32 g de O2

3 mol CO ® x = 48 g de O2

Esto significa que para que reaccionen completamente los 3 moles de CO, se requieren

48 g de O2; en otras palabras de los 60 g de O2 iniciales reaccionan solamente 48 g,quedando 12 g sin reaccionar. Por esta razón se dice que el O2 es el reactivo en



exceso, mientras que el CO es el reactivo en defecto o limitante, ya que es el quedetermina las cantidades de producto obtenido.

A idénticas conclusiones se llega efectuando el cálculo efectuando el cálculo en base al

O2:

32 g O2 ® 2 mol de CO

60 g de O2 ® x = 3,75 mol CO

Según este cálculo los 60 g de O2 requieren 3,75 moles de CO, pero solo se disponte

inicialmente de 3 moles, lo que determina que el CO se consume en su totalidad.

El cálculo de obtención de CO2 debe realizarse entonces en base al reactivo limitante: 2 mol de CO ® 2x 44 g CO2

3 mol de CO ® x = 132 g de CO2

Nótese que en estos casos al final de la reacción no solo se encontrarán los productos,

sino que también se encontrará el reactivo en exceso en una cantidad igual a lacantidad inicial menos la cantidad que reaccionó; en este caso 132 g de CO2 y 12 gde O2 .

Autoevaluación 4:Dada la reacción (sin balancear):

H3PO4 + Ca(OH)2 ® Ca3(PO4)2 + H2O

Calcular la masa en gramos de la sal obtenida a partir de 0,3 mol del ácido y 20gramos del hidróxido.

a) 27,9

b) 46,5

c) 4,6Ver resultado

PROBLEMAS CAPITULO III

PROPUESTA EXPERIMENTAL EJERCICIOS INTERACTIVOS



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Número de Oxidación

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