QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 1 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 2 Química básica para ingenieros. Ing. Liseth Chacón M. MSc; Ing. Jessenia López O.; Ing. Germán Erazo M Sc. Primera edición electrónica. Octubre del 2019 ISBN: 978-9942-765-54-3 Revisión científica: Dra. Elvia Victoria Cabrera Ph.D; Msc. Paúl Gustavo Palmay Paredes; Dr. Juan Marcelo Ramos Flores Universidad de las Fuerzas Armadas ESPE Tcrn. Humberto Aníbal Parra Cárdenas, Ph. D. Rector Publicación autorizada por: Comisión Editorial de la Universidad de las Fuerzas Armadas ESPE Tcrn. Oswaldo Mauricio González, Ph. D. Presidente Edición Lcdo. Xavier Chinga Diseño Pablo Zavala A. Derechos reservados. Se prohibe la reproducción de esta obra por cualquier medio impreso, reprográfico o electrónico. El contenido, uso de fotografías, gráficos, cuadros, tablas y referencias es de exclusiva responsabilidad del autor. Los derechos de esta edición electrónica son de la Universidad de las Fuerzas Armadas ESPE, para consulta de profesores y estudiantes de la universidad e investigadores en: htpp//www.repositorio.espe.edu.ec. Universidad de las Fuerzas Armadas ESPE Av. General Rumiñahui s/n, Sangolquí, Ecuador. htpp//www.espe.edu.ec QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 3 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS Ing. Liseth Chacón M. MSc. Ing. Jessenia López O. Ing. Germán Erazo M Sc. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 4 Contenido Dedicatoria ..................................................................................................... 5 Prólogo ............................................................................................................ 6 Generalidades ................................................................................................. 7 Capítulo I Magnitudes y unidades de medida .............................................................. 8 Capítulo II La Materia y su estructura ............................................................................ 25 Capítulo III Unidades químicas ......................................................................................... 56 Capítulo IV Distribución electrónica ............................................................................... 76 Capítulo V Tabla periódica ............................................................................................... 98 Capítulo VI Estructura de lewis ........................................................................................ 126 Capítulo VII Nomenclatura química .................................................................................. 144 Capítulo VIII Reacciones químicas y métodos de igualación .......................................... 174 Capítulo IX Estado Gaseoso ............................................................................................. 193 Capítulo X Estequiometría ............................................................................................... 222 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 5 DEDICATORIA A nuestras familias por ser la fuente principal de inspiración y apoyo en la consecución de grandes objetivos, como este. A la Universidad de las Fuerzas Armadas ESPE, Departamento de Energía, Grupo SAEM R&D, al Centro y Unidad de Educación Continua, por hacer posible la publicación de este trabajo. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 6 PRÓLOGO Con el propósito de apoyar al proceso de aprendizaje con los criterios más importantes relacionados en el proceso de enseñanza y tomando en cuenta el avance vertiginoso de la ciencia, hemos desarrollado este libro con un estilo de escritura amigable para los estudiantes, tratando de inspirarlos e instruirlos en el mundo fascinante de la Química con el fin de capturar la emoción de los lectores en las primeras páginas adentrándose con conceptos básicos hasta llegar a los más complejos. Nos hemos esforzado por relacionar conceptos abstractos con eventos específicos del mundo real, presentando los temas en un orden lógico pero flexible, con el fin que adquieran los estudiantes los conocimientos con el menor esfuerzo posible, explicándoles con varios ejemplos relacionados con la vida cotidiana. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 7 GENERALIDADES El texto consta de 10 capítulos que abarcan temáticas básicas en la educación inicial para ingenierías. En el capítulo 1 se hace un repaso general de las magnitudes, unidades de medida y los factores de conversión de mayor uso en Química, de tal manera que se tenga un manejo adecuado de conceptos básicos y procedimientos de medida. El capítulo 2 abarca el estudio de todo lo concerniente a la materia: clasificación, propiedades, estados, estructura, modelos atómicos, constantes del átomo, finalizando con los postulados del modelo de Bohr del átomo de hidrógeno. En el capítulo 3 se estudian unidades químicas tales como: átomo, átomo gramo, mol y molécula, de tal manera que el estudiante asimile dichos conceptos y los aplique con facilidad en la resolución de problemas relacionados con la predicción de cantidades de sustancias necesarias, consumidas y producidas en una reacción química. El capítulo 4 se enfoca en el desarrollo de todos aquellos conceptos relacionados con la distribución electrónica: números cuánticos, orbitales, reglas generales de la configuración electrónica, configuración de cationes y aniones; lo que sirve de base para el estudio de la tabla periódica, que comprende el capítulo 5, en el que se trata sobre orden y distribución de los elementos y las propiedades periódicas como: carácter metálico, energía de ionización, electronegatividad, entre otras. Los diferentes tipos de enlaces químicos, así como las estructuras de Lewis se analizan en el capítulo 6. En el capítulo 7 se presenta la nomenclatura química inorgánica de compuestos binarios, ternarios y cuaternarios; de manera práctica y comprensible, con el fin de que el estudiante, al finalizar su estudio, sea capaz de identificar, nombrar y formular dichos compuestos. A través del estudio del capítulo 8, el alumno estará en la capacidad de escribir e igualar reacciones químicas a través de cualquiera de los métodos allí desarrollados. Para el estudio del comportamiento de sustancias en estado gaseoso, es imprescindible el conocimiento de las leyes de los gases, mismas que se desarrollan a lo largo del capítulo 9. Finalmente, en el capítulo 10, se hace una introducción al campo de la estequiometria, tratando conceptos básicos tales como: relación masa-masa, masa-volumen, volumen-volumen, fórmula empírica y molecular, reactivo limitante y rendimiento de una reacción; lo que servirá de base para un estudio posterior. En cada uno de los capítulos mencionados, existen desarrollados ejercicios modelo con diferente grado de dificultad, así como ejercicios propuestos mediante los cuales los estudiantes podrán consolidar su conocimiento. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 8 Magnitudes y Unidades de Medida QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 9 MAGNITUDES Y UNIDADES DE MEDIDA La Química es una ciencia cuantitativa, por lo que implica el conocimiento y manejo adecuado de conceptos básicos de matemática, física y procedimientos de medida; con el fin de aplicar las magnitudes, unidades y factores de conversión de manera correcta. Para el desarrollo del presente capítulo, se requieren conceptos básicos previos, tales como: Magnitud Es toda propiedad que se pueda medir y expresar como el producto de un número y una unidad. Ej. Temperatura, masa, volumen, etc. (Petrucci, Harwood, & Herring, 2003). De acuerdo de la ilustración 1, según su origen se distinguen dos clases de magnitudes. Ilustración 1. Clases de magnitudes. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 10 Unidad o unidad de medida Es una cantidad o patrón estandarizado de medida de una determinada magnitud, se emplea para comparar con otras medidas y expresar de manera correcta las mediciones. (Arévalo, 2014). La unidad muestra el patrón con el que se ha comparado la cantidad medida, así por ejemplo, cuando se dice que un recipiente contiene 10 litros, significa que existe 10 veces más volumen que un patrón llamado litro. (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003) Las mediciones usadas con frecuencia en el estudio de la Química son: masa, volumen, densidad, temperatura y tiempo. Sistema de unidades Los sistemas de unidades que se usan en Química son: • Sistema Internacional de unidades (SI), el cual se basa en las unidades fundamentales metro (m), kilogramo (kg) y segundo (s). • Sistema CGS, cuyo nombre proviene de sus unidades básicas que son el centímetro (cm), el gramo (g) y el segundo (s). (Escobar, 2014) En la tabla 1, se muestra las unidades fundamentales del SI, con sus respectivos símbolos; el resto de unidades se pueden derivar de éstas, como se indica en la tabla 2. Tabla 1. Magnitudes fundamentales Magnitud Fundamental Unidad (SI) Símbolo Longitud Metro m Masa Kilogramo kg Tiempo Segundo s Temperatura Kelvin K Cantidad de sustancia Mol mol Intensidad luminosa Candela cd Intensidad de corriente Amperio A Fuente: (Chang, 2002) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 11 Tabla 2. Magnitudes derivadas. Magnitud Derivada Unidades (SI) Símbolo/ equivalencia Área/superficie Metro cuadrado m2 Peso (masa*gravedad) Newton N = kg·m·s-2 Volumen Metro cúbico m3 Caudal (volumen /tiempo) Metro cúbico/segundo m3·s-1 Densidad Masa/volumen kg·m-3 Frecuencia (ciclos/segundo) Hertz Hz = s-1 Presión Pascal Pa = kg·m-1·s-2 Velocidad (espacio/tiempo) Metro/segundo m·s-1 Aceleración (aceleración/tiempo) Metro/ segundo cuadrado m·s-2 Fuerza (masa*aceleración) Newton N = kg·m·s-2 Energía, trabajo y calor Julio J = kg·m2·s-2 Potencia Vatio W = kg·m2·s-3 Fuente: (Arévalo, 2014) Las unidades pueden ser expresadas empleando ciertos prefijos en función de si se trata de múltiplos o submúltiplos tal y como se indica en la tabla 3. Por ejemplo, un mililitro es igual a 1x10-3 litros. Tabla 3. Múltiplos y submúltiplos. Prefijo Símbolo Factor M úl tip lo s Tera T 1012 Giga G 109 Mega M 106 Kilo K 103 Su bm úl tip lo s Deci d 10-1 Centi c 10-2 Mili m 10-3 Micro µ 10-6 Nano n 10-9 Pico p 10-12 Fuente: (Escobar, 2014) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 12 Factores de conversión Son proporciones empleadas para expresar propiedades en unidades diferentes. (Silberberg, 2002) El factor de conversión adecuado es aquel que permite que al final se cancele todas las unidades excepto las requeridas para el resultado; los cálculos se deben llevar a cabo de modo que la unidad que está siendo convertida (unidad inicial) se halle opuesta al factor de conversión de la unidad a la que se quiere llegar (unidad final), como se indica en la ecuación 1. Ecuación 1. Factor de conversión. Es importante destacar que multiplicar por un factor de conversión es lo mismo que multiplicar por uno, por lo tanto, aunque el número y la cantidad cambien, el tamaño de la cantidad no varía. (Silberberg, 2002) Principales magnitudes aplicadas a la Química Longitud Magnitud que permite determinar la distancia que separa dos puntos en el espacio. Su unidad fundamental en el sistema internacional (SI) es el metro, mientras que en el sistema centímetro- gramo- segundo (CGS) es el centímetro. En la tabla 4, se resumen los factores de conversión más empleados en las unidades de longitud. Tabla 4. Factores de conversión de unidades de longitud. 1m = 1,094 yardas (yd) 1 pulgada (in) = 2,45 cm 1 pie (ft) = 30, 48 cm 1 angstrom () = 1x10-8 cm= 1x10-10 m 1 pm = 0, 01 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 13 Ejemplo El radio atómico del calcio (Ca) es 1,97x10-10 m. Exprese dicho valor en nanómetros y angstroms. Masa y peso Las expresiones de masa y peso se suelen usar de manera habitual como sinónimos, sin embargo, son magnitudes distintas. La masa mide la cantidad de materia de un objeto o muestra, ésta permanece constante independientemente de la posición; por su lado, el peso es el resultado de la fuerza que ejerce la gravedad sobre el objeto, por lo que sí depende de la posición (en función de la gravedad) (Chang, 2002). En el sistema internacional (SI) la unidad fundamental de masa es el kilogramo (kg), mientras que en el sistema cegesimal (CGS) es el gramo (g). Los factores de conversión más relevantes en cuanto a esta magnitud de masa, se indican en la tabla 5. Tabla 5. Factores de conversión de unidades de masa. 1kg= 2,205 libras (lb) 1 lb = 453,49 g 1 tonelada métrica (t) = 103 kg 1 uma = 1,66 x10-24 g Ejemplo El profesor de laboratorio de Anita le ha pedido una muestra de 0, 00025 lb de coluro de sodio (NaCl), Anita se encuentra en un dilema pues al dirigirse a la balanza se percata que sus unidades de medida son miligramos. ¿Cuántos miligramos deberá pesar para cumplir con el pedido del profesor? Anita deberá pesar 113,37 mg de cloruro de sodio. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 14 Volumen Es el espacio que ocupa un cuerpo o una muestra sólida, líquida o gaseosa. La unidad derivada del SI para el volumen es el metro cúbico (m3), en el sistema SGC la unidad es el centímetro cúbico (cm3). Para esta magnitud existe además una unidad especial denominada litro (L), que se define como el volumen ocupado por un decímetro cúbico (dm3) (Chang, 2002). En la tabla 6, se destacan los siguientes factores de conversión de unidades de volumen. Tabla 6. Factores de conversión de unidades de volumen. 1 mL = 1 cm3 1L = 1000 cm3 1 dm3= 1 L 1 cm3 = 1x10-6 m3 1 m3 = 35,3 ft3 1 galón (gal) = 3,785 L Ejemplo El procedimiento de preparación de una solución indica que se debe agregar 0,03 ft3 de agua destilada al reactivo X para que éste disuelva por completo. Determine el volumen necesario en mililitros. Densidad La densidad es la masa por unidad de volumen de una sustancia (ecuación 2). Es una propiedad intensiva, es decir, que no depende de la cantidad de masa presente para una muestra dada; dicho de otra manera, la relación masa-volumen será constante siempre (Chang, 2002). Ecuación 2. Densidad. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 15 Para el SI la unidad derivada es el kilogramo por metro cúbico (kg/m3); sin embargo, al ser una unidad muy grande se suele emplear el sistema CGS, es decir, gramo por centímetro cúbico (g/cm3) o su equivalente (g/mL) para densidades de sólidos y líquidos; mientras que si se trata de gases se emplea la unidad gramos por litro (g/L) pues sus densidades son muy bajas. (Silberberg, 2002) Tabla 7 Factores de conversión de unidades de densidad. 1 g/cm3 = 1 g/mL = 1000 kg/m3 1 g/L = 0,001 g/mL La densidad depende de la temperatura, debido a que, mientras la masa permanece invariante, el volumen cambia con la temperatura; siendo inversamente proporcional, es decir a mayor temperatura (mayor volumen) menor densidad. Es por ello que para la mayoría de sustancias se suele medir a 20°C (considerada temperatura ambiente), por ejemplo, la densidad del agua a dicha temperatura es 0,9982 g/mL; sin embargo, para el agua se suele expresar a 4°C, ya que a esta temperatura tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml (la masa de 1,00 L de agua a 4°C es 1, 00 kg) (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003), valor que se toma como referencia para la determinación de la gravedad específica de una sustancia. Gravedad específica La ecuación 3, expresa la relación entre la densidad de una sustancia con la densidad de un estándar (generalmente el agua a 4°C); por lo tanto, no tiene unidades. Ecuación 3. Gravedad específica. Fuente: (Escobar, 2014) Este parámetro es importante, pues al multiplicarlo por la densidad del agua a 4°C (1g/ml) permite determinar la densidad de la sustancia o muestra. Se puede emplear también la ecuación 4 del peso específico, que relaciona la masa de una muestra con la masa de un volumen de agua a 4°C: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 16 Ecuación 4. Peso específico. Fuente: (Escobar, 2014) Ejemplo Determine la densidad en g/ml de 250 ml de una muestra desconocida, cuya masa es de 0,20 kg. Si ésta se compara con otra sustancia cuya gravedad específica es 0,625. ¿Cuál es más densa? 0,8 g/ml > 0,625 g/ml; Por lo tanto, la sustancia más densa es la primera. Temperatura y calor La temperatura es una magnitud que muestra el nivel térmico (capacidad de ceder energía calorífica determinando el sentido que fluye el calor), mientras que, el calor es la cantidad de energía que se gana (calentamiento) o se pierde (enfriamiento); (Arévalo, 2014) dicha transferencia de calor se produce desde el sitio que tiene mayor temperatura hacia el de menor temperatura. Esta magnitud es una propiedad intensiva, es así que, si se coloca un termómetro tanto un reactor de 10 L como en un vaso de precipitación del 100 mL, conteniendo ambos agua hirviendo, se registrará la misma temperatura (Silberberg, 2002). La ilustración 2, se muestra la comparación entre las tres escalas de temperatura más empleadas: la escala Kelvin (K) perteneciente al SI, que es también conocida como absoluta, la escala Celsius (°C) antes llamada centígrado y la escala Fahrenheit (°F). Como se puede QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 17 apreciar las escalas difieren en el tamaño de variación que se considera “un grado” y/o en el punto cero; la escala Kelvin tiene el mismo tamaño de unidad que la escala Celsius; sin embargo, difiere en la ubicación del punto cero, así, en la escala Kelvin, 0 K se conoce como cero absoluto y equivale a -273,15 °C; por lo tanto, los puntos de congelación y ebullición del agua son: 273,15 K = 0 °C y 373,15 K = 100°C respectivamente. Por su lado la escala Fahrenheit difiere de las otras dos, tanto en su punto cero (32 °F) como en el tamaño de sus unidades, así 180 °F, constituye el mismo cambio de temperatura que 100 °C o 100 K; en esta escala el agua hierve a 212 °F y se congela a 32°F (Silberberg, 2002) (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003). Ilustración 2. Escalas de temperatura. Fuente: (Chang, 2002). Los factores de conversión que permiten expresar la temperatura en las distintas escalas se muestran en la tabla 8. Tabla 8. Factores de conversión de unidades de temperatura. T (K) = T (°C) + 273,15 T (°C) = (T (°F) - 32) T (°F) = T (°C) + 32 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 18 Ejemplo La temperatura máxima promedio de Quito en el primer semestre del año bordea los 19 °C. Exprese dicho valor en grados Kelvin y Fahrenheit. Relaciones matemáticas La resolución de ejercicios químicos en ocasiones involucra figuras geométricas, por lo cual es importante conocer las relaciones o fórmulas matemáticas que permitan determinar sus áreas y volúmenes (Tabla 9). Tabla 9 Ecuación de área y volumen. Área de una esfera= 4 r Volumen de una esfera = r3 Volumen de un cilindro = r2 h Ejercicios de aplicación Si se considera el átomo de Aluminio (Al) como una esfera y se conoce que su volumen y masa atómica son 1,2248x10-29m3 y 26,982g respectivamente. Determinar su radio atómico en Å y su densidad en kg/m3 Datos: VAl = 1,2248x10 -29m3 MAl = 26,982 g QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 19 Solución: El radio atómico se obtiene despejando de la expresión matemática del volumen de una esfera: La densidad del átomo es: Un reactor cilíndrico de acero inoxidable pesa 20 kg, tiene altura de 0,75 m y un diámetro de 25 cm. ¿Podrá el operario efectuar una reacción con 12,5 kg del reactivo A (densidad= 0,98 g/ml) y 33,075 lb del reactivo B (densidad = 0,75 g/ml) sin superar la capacidad volumétrica del reactor? (los reactivos se encuentran en estado líquido). Para mayor facilidad del proceso, el operario desea colocar el reactor sobre una base cuyas especificaciones de diseño señalan que soporta un peso máximo de 80 libras. Determinar si el soporte es adecuado para dicho reactor. Datos QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 20 Capacidad de soporte máxima de la base= Solución: El volumen del reactor es: Los volúmenes de los reactivos en estado líquido son: El volumen de los reactivos no supera la capacidad volumétrica del reactor; por lo tanto, el operario podrá llevar a cabo la reacción. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 21 Para saber si la base que soporta 80 libras = , es adecuada se necesita determinar la masa total que tendrá el reactor al estar cargado con los reactivos: La masa total supera notablemente la capacidad de soporte de la base, por lo que se debe considerar emplear otra con mayor resistencia. El proceso de calcinación de cierta sustancia establece que se debe empezar a calentar a 80 °C durante media hora, luego incrementar la temperatura a razón de 65°C/h durante 4 horas. El estudiante se dirige al horno y se percata que éste trabaja con la escala Fahrenheit y en ese instante marca una temperatura de 122 °F. Determinar si el estudiante debe incrementar, disminuir o mantener dicha temperatura para empezar a efectuar el proceso e calcinación. ¿Cuál es la razón de incremento de temperatura expresada en °F/min? ¿Si en el informe el profesor le pide reportar la temperatura final del horno en grados Kelvin, qué valor debe reportar el estudiante? Datos: Solución: Para determinar la temperatura actual del horno en °C y comparar con los 80 °C requeridos inicialmente, se transforma los 122 °F  °C QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 22 Por lo tanto el estudiante debe incrementar la temperatura 30 °C (80°C -50°C) u 86°F La razón de incremento de temperatura expresada en °F/min es: La temperatura final del horno en grados Kelvin es: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 23 Ejercicios propuestos 01. Expresar 12,25 cm en: pulgadas, pies, nanómetros, angstroms y pico metros. 02. Efectuar las siguientes transformaciones: a) 700 mg  lb; b) 205 lb  toneladas métricas; c) 0,05 lb µg 03. Transformar: a) 13,2 L  ft3; b) 750 mLm3; c) 50 ft3gal; d) 0,01 µL  dm3; e) 250 cm3  L 04. Realizar las siguientes transformaciones: a) -10,15 °C  K; b) 370 K  °F; c) 18°F  °C 05. El acero es una aleación de hierro con pequeñas cantidades de carbono, cuya densidad es de 7850 kg/m3, determinar la masa en gramos que tendría una pequeña esfera de acero de 1,2 cm de diámetro. 06. La longitud de onda promedio de la radiación de luz amarilla es 520 nm. Si para el color azul se tiene una longitud de onda promedio de 4625 Å. ¿qué color posee mayor longitud de onda? 07. La temperatura máxima que soporta el teflón sin que se alteren sus propiedades es de 260 °C. Pedro ha empleado este material para asegurar la unión de dos tuberías y evitar fugas; si por dicha tubería circula un fluido a 375 °F. ¿Se asegura la ausencia de fugas, o Pedro debe buscar otro material en lugar del teflón? 08. Una pieza de plata de 2,15 g () es sometida a un proceso de maleabilización, convirtiéndose en una lámina rectangular cuya área es de 20 ft2. Determinar el espesor que posee la lámina en pulgadas. 09. Una probeta graduada pesa 120 g cuando está vacía. Si se llena con agua a 25°C (= 0,997g/cm3) pesa 369,25 g. Determinar: a) el volumen de la bureta; b) ¿cuánto pesaría la bureta si se llenara con etilenglicol a 20°C que tiene una densidad de 1, 11 g/ mL? 10. En un proyecto se requiere diseñar un tanque de mezcla para la obtención de la gasolina Eco país; en éste se introducirá 800 kg de gasolina de origen fósil cuya densidad es de 0.68 g/cm3 y 200 kg de etanol (alcohol de caña de azúcar) con densidad igual a 0,789 g/ml. El tanque debe tener forma cilíndrica y un metro de diámetro, determinar la altura en ft que deberá tener de tal manera que proporcione el volumen requerido. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 24 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Arévalo, T. (2014). Magnitudes y unidades de medida. En Técnicas de PRL: seguridad en el trabajo e higiene industrial (págs. 206-221). Logroño: UNIR. Silberberg, M. (2002). Química General (Segunda ed.). México: McGRAW-HILL. Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Salcedo, L. A. Química. Lima: San Marcos. Pérez, A. G. (2007). Química I; Un enfoque constructivista. En G. Sánchez, & C. Rodríguez. México D.F: Pearson Educación. Petrucci, R. (2011). Química general principios y aplicaciones modernas. Madrid: Pearson Educación. Donald, B. S. (1983). Manual de química. México D.F: Iberoamérica. Sienko, M., & Plane, R. (1982). Química. Madrid: Aguilar. Shriver, F., Akins, W., & Langford, H. (1998). Química inorgánica. Barcelona: Reverté S.A. Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (1996). Química inorgánica básica. Limusa: Reimpresa. Rodríguez, X. (1995). Nomenclatura química inorgánica. San Diego: Paperback. J. M. Dou, M. D. (2007). Formulación y nomenclatura química. Casals. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 25 La Materia y su Estructura QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 26 LA MATERIA La química involucra el estudio de la materia, sus propiedades, su composición y los cambios que experimenta; así como los tipos de sustancias más simples que constituyen cierta muestra. Es por ello que es importante el conocimiento de cada uno de los conceptos que se presentan a continuación. La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio (Chang, 2002) Clasificación de la materia La materia puede clasificarse en: sustancias (elementos o compuestos) y mezclas (homogéneas o heterogéneas), en la ilustración 3 se sintetiza la relación existente entre los distintos tipos de materia: Ilustración 3. Clasificación de la materia. Fuente: (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003) Sustancia Es un tipo de materia cuya composición es constante en cualquier parte de una determinada muestra o en muestras distintas del mismo elemento o compuesto (Chang, 2002). Los componentes de una sustancia no pueden ser separados mediante métodos físicos. Elemento Constituye el tipo de materia más simple formada por una sola clase de átomo, por lo que no puede separarse por ningún métdodo físico o químico. Cada elemento es único QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 27 ya que sus propiedades atómicas son únicas, se conoce también como sustancia pura (Silberberg, 2002). Ejemplos: una muestra de hierro (Fe) contiene únicamente átomos de Fe, lo mismo ocurre con el sodio (Na), oxígeno (O2), Oro (Au) y el resto de los elementos de la tabla periódica. Compuesto Sustancia constituida por la unión química de dos o más elementos distintos presentes en proporciones fijas. Las propiedades de un compuesto son distintas a las de sus elementos constituyentes. Ejemplos: El agua (H2O) está constituída por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, dicha composición es constante; otros ejemplos son: el dióxido de carbono (CO2), el cloruro de sodio (NaCl), etc (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003). A diferencia de un elemento, un compuesto puede separarse en sus elementos contituyentes mediante la aplicación de un proceso químico. Mezcla Es la unión física de dos o mas sustancias, elementos y/o compuestos, cuya composicion no es fija; varias de las propiedades de una mezcla provienen de las de sus componentes, los cuales pueden ser separados mediante procesos físicos, sin cambiar su identidad (Silberberg, 2002). En función de su uniformidad, una mezcla puede ser: homogénea o heterogénea. Mezcla homogénea Conocida también como solución, se caracteriza por poseer uniformidad en toda su composición, de tal manera que no se pueden distinguir sus componentes a simple vista; sin embargo la composición puede variar de una muestra a otra. Ejemplos: solución de agua-alcohol, sacarosa-agua, etc. Mezcla heterogénea Es aquella cuya composición y propiedades no son uniformes, logrando diferenciar sus componentes a simple vista, ya que conservan su identidad y propiedades. Los componentes puden ser separados mediante procesos físicos sencillos (Bolaños & Bolaños, 2011). Ejemplos: mezcla agua-aceite, mezca de diferentes semillas, agua-arena, etc. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 28 Propiedades de la materia La característica que proporciona a cada sustancia una identidad única, permitiendo distinguir una de otra, se conoce como propiedad. Las propiedades de la materia se pueden agrupar en dos categorías: físicas y químicas; las cuales están relacionadas con los cambios que puede sufrir la materia: cambios físicos y químicos. Propiedades físicas- cambios físicos Se entiende por propiedades físicas aquellas que se pueden distinguir por simple inspección, por ejemplo: color, dureza, tamaño, estado de la materia, etc. Un cambio físico resulta de la modificación únicamente de la forma o apariencia de la materia, más no de su composición a nivel molecular, la cual permanece constante; por lo tanto, estos cambios pueden ser reversibles (Reboiras, 2006). El cambio de estado de líquido a vapor del agua (H2O) es un ejemplo de cambio físico, pues su apariencia física es distinta, pero a nivel molecular sigue siendo H2O; otro ejemplo es cuando se pulveriza un trozo de vidrio, a pesar del cambio en sus propiedades físicas (tamaño, forma, densidad, etc.), su identidad química no cambia. Propiedades químicas- cambios químicos La facultad de la materia de experimentar un cambio en su composición, se conoce como propiedad química; es decir, es aquella característica que se manifiesta al experimentar un cambio químico o reacción química, en la que cierta sustancia se convierte en otra diferente, con propiedades físicas y químicas distintas; por lo tanto, un cambio de este tipo es generalmente irreversible. (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003) Son ejemplos de propiedades químicas: la corrosividad, la reactividad, detonabilidad, inflamabilidad, etc. La electrólisis del agua es un claro ejemplo de un cambio químico, en dicho proceso se hace pasar corriente eléctrica por un recipiente de agua, obteniendo los gases H2 y O2 cuyas propiedades son distintas a la molécula original H2O, evidentemente la materia experimenta un cambio en su composición, puesto que dejó de ser agua. (Silberberg, 2002) Conservación de la materia y energía “La Materia y la Energía no se crean ni se destruyen, solo se transforman” (Escobar, 2014) Según lo postulado por Einstein, la materia y la energía están relacionadas mediante la ecuación 5. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 29 E=m •c2 Ecuación 5. Energía E= energía (J= kg·m2/s2), (ergios= g·cm2/ s2) m= masa  (kg), (g) c= velocidad de la luz  (3x105 Km/s), (3x1010 cm/s) (Whitten, 2000). Ejemplo Al estallar 1000 gramos de Trinitrotolueno (TNT), se produce una energía de 6,5x1020 ergios. Determinar la masa de los productos y el porcentaje de masa que se ha trasformado energía. Datos: mreactivo = 1000 g TNT E= 6,5x1020 ergios c = 3x1010 cm/s Solución: La masa que se ha transformado en energía es: La masa de los productos es: Como se evidencia la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los reactivos, esta diferencia resulta casi imposible medir de manera experimental. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 30 El porcentaje se masa transformada en energía: 1000 g  100 % 999,278 g  X X= 0,07% Estados de la materia Los estados de la materia son las formas físicas en las que ésta se presenta y son: sólido, líquido y gas. Cada uno posee propiedades macroscópicas específicas, que dependen básicamente de su comportamiento a nivel molecular, es decir de cómo están dispuestas sus moléculas. Los sólidos se caracterizan porque las moléculas están unidas entre sí, ocupando posiciones fijas de manera organizada, con espacios intermoleculares pequeños, por lo que tienen forma y volumen definido; cambiando de forma únicamente por la aplicación de algún medio físico. Son incompresibles, no manifiestan fluidez y no se adaptan al recipiente que los contiene. Los líquidos por su parte, poseen fluidez y se adaptan al recipiente que los contiene, puesto que sus átomos no se encuentran unidos de manera rígida, proporcionado la capacidad de moverse entre ellas de manera libre, sin embargo, su expansión es limitada. Son ligeramente compresibles cuando existe cambio de temperatura o presión. En los gases, las moléculas se encuentran dispersas por lo tanto los espacios intermoleculares son mucho más grandes que en el caso de sólidos y líquidos, lo que les permite moverse de forma independiente, expandirse y ocupar el mayor espacio posible del recipiente que los contiene; no tienen forma ni volumen definidos, son compresibles y se difunden con facilidad (Whitten, 2000) (Silberberg, 2002). En la ilustración 4, se muestra de manera esquemática los estados de materia a nivel molecular. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 31 Ilustración 4. Estados de la materia. Fuente: (Silberberg, 2002). Cambios de estado de la materia Los cambios de estado o agregación son las transiciones entre los diferentes estados de la materia: sólido, líquido y gas; un cambio de estado sucede cuando se agrega calor (calentamiento) o se extrae calor (enfriamiento); lo cual depende también de la presión. La ilustración 5, muestra la relación entre los 6 cambios de la materia: Ilustración 5. Cambios de estados. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 32 Es importante destacar que cada uno de los procesos que se muestran en la ilustración 5, constituyen cambios físicos, es decir, no existe modificación de la composición de la materia. Estructura de la materia Cada una de las distintas clases de materia que se describió en la parte inicial de este capítulo, están conformadas por partículas pequeñas e indivisibles, llamadas átomos. Un átomo es la unidad básica y más pequeña de la materia. (Petrucci, Harwood, & Herring, 2003). Teorías atómicas En la tabla 10, se muestra un breve resumen de la estructura atómica a través de la historia; donde, varios científicos fueron planteando y/o modificando los modelos atómicos, hasta llegar al actual. Tabla 10. Teorías atómicas AUTOR TEORÍAS DALTON (1808) •Describió los átomos como unidades esféricas, sólidas e indivisibles. •No describió cargas, ni estructura. •El átomo es la parte más pequeña de un elemento que puede participar en un fenómeno químico. •Las moléculas están formadas por elementos, y éstos a su vez por áto- mos. •Los átomos de un mismo elemento son iguales en tamaño, masa y pro- piedades. THOMSON (1897) •Planteó la existencia de cargas negativas a las que denominó electro- nes. •Describió al átomo como una esfera uniforme cargada positivamente, sobre la cual se encontraban impregnados los electrones en posiciones fijas, a manera de pasas en un pastel. • El átomo tenía carga neutra. •Conocido como “budín de pasas”. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 33 RUTHERFORD (1911) •Propuso que la carga positiva del átomo, a la que denominó protones, se encuentra aglutinada en su parte central, lo que llamó núcleo. •El átomo figuraba como una masa central con carga positiva, alrededor de la cual se encontraban los electrones con carga negativa. BOHR (1913) •Planteó que el núcleo atómico está formado por protones y neutrones; conteniendo toda la carga positiva y la masa del átomo. Mientras que los electrones se encuentran girando en órbitas circulares alrededor del núcleo, denominados niveles de energía. •Propuso que la energía de los orbitales, su distancia al núcleo y el nú- mero máximo de electrones no pueden ser arbitrarios, sino deben estar definidos. SOMMERFIELD (1916) Replantea el modelo de Bohr, añadiendo que las órbitas no son solo cir- culares (niveles de energía); sino también elípticas, denominándolas sub niveles de energía. SCHRÖNDINGER (1926) •Planteó el modelo de la mecánica cuántica, en el que se establece que los electrones se encuentran en una nube electrónica alrededor del nú- cleo (formado por protones y neutrones). • Definió el orbital como la región donde existe la máxima probabilidad de ubicar a cierto electrón. Fuente: (Escobar, 2014) Estructura atómica Según el modelo atómico actual, el átomo está constituido por un diminuto núcleo central, en el que se ubican las partículas de caga positiva denominadas protones (p+) y las partículas neutras llamadas neutrones (n0); alrededor de éste se encuentra una “nube” de electrones (e-), partículas de carga negativa que se mueven rápidamente alrededor del núcleo, ocupando prácticamente todo el volumen nuclear. En la tabla 11, se resume las características de cada una de las partículas subatómicas. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 34 Tabla 11. Partículas subatómicas. Partículas subatómicas Núcleo atómico Envoltura Atómica “Nube” Protones (p+) Neutrones (n0) Electrones (e-) •Partículas con carga po- sitiva, descubierta por Goldstein en 1866, me- diante el experimento de los tubos catódicos. •La magnitud de su carga es igual a la del electrón, pero de signo contrario. •Fueron descubiertos alre- dedor de 1932 por el cientí- fico Chadwick. •Partícula que no posee carga, aporta únicamente masa al átomo; cumplen la función de aglutinadores, es decir, evitan que los proto- nes se repelan entre sí. •Partículas con carga nega- tiva, descubierta a través de los experimentos de Thom- son en 1897 • Se encuentran alrededor del núcleo formando una especie de “nube electróni- ca”, en la que se mueven a gran velocidad, mantenién- dose en esa posición gracias a la fuerza de atracción del núcleo. Masa= 1,672649x10-24 g Carga= +1,6x10-9 c = 4,8x10-10 uesa Masa= 1,672649x10-24 g Carga= 0 Masa= 9,109535x10-28g Carga= -1,6x10-9 c = -4,8x10-10 ues a ues, es la unidad de medida de capacitancia en el sistema CGS. Fuente: (Escobar, 2014) (Chang, 2002) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 35 Número atómico y número másico Símbolos atómicos En la ilustración 6 se muestra la representación simbólica del átomo de un elemento (X), en donde Z y A son el número atómico y número de masa atómica respectivamente, los cuales son considerados las constantes de un átomo . Ilustración 6. Simbología de número y masa atómica. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011). El número atómico (Z), representa el número de protones totales existentes en el núcleo atómico de un elemento, determina la ubicación de los elementos en la tabla periódica. En un átomo neutro Z es también igual al número de electrones, como se indica en la ecuación 6. Z= p+=e- Ecuación 6. Número atómico para un átomo neutro. Fuente: (Escobar, 2014). El número de protones y electrones que posee un átomo, determina sus propiedades químicas. El número de masa atómica (A) es conocido también como número másico, representa el número total de partículas en el núcleo atómico, es decir, es la suma de protones y neutrones de un átomo (ecuación 7). A= p+ + ^0 (1) A= Z+ n0 (2) Ecuación 7. Número de masa atómica. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 36 Ejemplo Determinar: Z, A, p+, e- y n0 del siguiente elemento: Solución Según la representación simbólica del átomo de un elemento, 52 corresponde al número de masa atómica (A) y 24 al número atómico Z; como es un elemento neutro Z= p+=e- ; los neutrones se obtienen empleando la expresión: n0=A-p+ Por lo tanto: Z A 24 52 24 24 28 Iones Los iones son partículas que poseen carga, pudiendo ser: positiva (cationes) si han perdido electrones y negativa (aniones) si han ganado electrones (ilustración 7) (Bolaños & Bolaños, 2011). El valor de dicha carga representa el número de electrones ganados o perdidos. Cuando se forma un ion el número de protones permanece constante. Ilustración 7. Tipos de iones. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 37 Ejemplo: Determinar: Z, A, p+, e- y n0 de los siguientes iones: Solución Por lo tanto: Ión Z A 20 40 20 18 20 35 80 35 36 45 Isótopos, isóbaros, isótonos Existen átomos del mismo o de distinto elemento, que coinciden ya sea en su número atómico o número másico, tomando nombres específicos como se muestra en la tabla 12. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 38 Tabla 12. Isótopos, isóbaros e isótonos. Isótopos Isóbaros Isótonos Átomos de un mismo elemen- to, que poseen igual número atómico (Z), pero diferente número másico (A). Átomos de diferentes elemen- tos, que poseen igual núme- ro másico (A) y diferente nú- mero atómico (Z). Átomos de diferentes elementos, que poseen el mismo número de neutrones, pero diferentes números atómico (Z) y másico (A). Ejemplo: Ejemplo: Ejemplo: Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011) Por otra parte, se dice que dos especies son isoelectrónicas, cuando éstas poseen el mismo número de electrones. Carga electrónica y carga nuclear La carga nuclear (CN), como su nombre lo indica, constituye la carga del núcleo atómico, en donde se encentran los protones y los neutrones; por lo tanto, es el total de carga positiva del átomo. Se calcula con la ecuación 8. N= p+•Z Ecuación 8. Carga nuclear. Donde, es la carga de un protón y equivale 4,8x10-10 ues y es el número atómico o el número total de protones (Bolaños & Bolaños, 2011). Mientras que la carga electrónica (CE) es la resultante de todos los electrones existentes en el átomo; por lo tanto, constituye la carga atómica negativa total. Se puede determinar empleando la ecuación 9. CE= e- • Nºelectrones Ecuación 9. Carga electrónica Donde, e- es la carga de un electrón y equivale -4,8x10-10 ues y es el número total de electrones (Bolaños & Bolaños, 2011). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 39 Ejemplo Determinar la carga electrónica y nuclear del anión 15P -3 Solución: Primero se determina el número de p+ y e-: • 15 corresponde al número atómico  Z = 35 • Z= p+  p+=15 • e-= p++carga  e- = 15 + 3 = 18 (el átomo ganó 3 e- ) Se calcula la carga nuclear: Y la carga electrónica: Modelo de bohr del átomo de hidrógeno En 1913 Niels Bohr, propuso un modelo atómico aplicable para el átomo de hidrógeno y para aquellos iones atómicos que presenten un solo electrón, denominados hidrogenoides (Be+3, Li+2, etc.). Según (Bolaños & Bolaños, 2011), dicho modelo se fundamenta en 4 postulados que se resume a continuación. Primer postulado El átomo de hidrogeno está constituido por un núcleo de carga positiva (un protón), alrededor del cual gira un electrón con carga negativa, describiendo una trayectoria circular concéntrica de radio r, denominada órbita. Para que esto sea posible, debe existir un equilibrio entre la Fuerza centrífuga (Fc) y la Fuerza de atracción electroestática (Fe), como se muestra en la ilustración 8. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 40 Ilustración 8. Primer postulado del hidrógeno. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011) Las expresiones matemáticas relacionadas con este postulado son: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 41 Segundo postulado No todas las órbitas se permiten para el electrón, solo aquellas que tengan un momento angular múltiplo de h/2π Las expresiones matemáticas relacionadas con este postulado son: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 42 Tercer postulado En una órbita dada, el electrón posee una energía fija; es decir, mientras el electrón se mueva en dicha órbita no existe absorción ni emisión de energía. La relación matemática que rige este postulado es: Cuarto postulado Para que un electrón se desplace (“salte”) de una órbita a otra, éste debe absorber (n menor  n mayor) o emitir (n mayor  n menor) energía, en forma de fotones de luz (Ef) (ilustración 9), dicha energía será exactamente igual a la diferencia de energías entre las órbitas en las que se da lugar dicha transición. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 43 Ilustración 9. Cuarto postulado del hidrógeno. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011) Las expresiones matemáticas relacionadas con este postulado son: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 44 Algunas de las unidades y equivalencias que se aplican en la resolución de ejercicios de las teorías de Bohr se resumen en la tabla 13. Tabla 13. Equivalencias de energía. Ejemplos • Cuando el electrón del átomo de hidrógeno se encuentra girando en la órbita “X” posee una energía de -3,4 eV; si éste absorbe energía y salta a la órbita 5. Determinar el valor de dicha energía y el número de la órbita “X”. Datos: E1 = -3,4 eV n1 = X QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 45 n2 = 5 Z = 1 E= ? r1 = ? Solución: -Para calcular la energía absorbida al pasar de la órbita X a la 5, es necesario conocer el valor de X, es decir de la órbita inicial: Aplicando el tercer postulado: Se determinó que el electrón se encontraba inicialmente en la órbita número 2, X=2 -El cálculo de la energía absorbida se efectúa aplicando el cuarto postulado: El signo positivo de la energía indica que hay una absorción de energía. Calcular la energía en ergios, necesaria para que, el electrón del hidrogenoide 3Li +2 salte de la órbita 3 a la 1. Determinar además el radio de dichas órbitas. Datos: n1 = 3 n2 = 1 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 46 ZLi = 3 E= ? r1 y r2 =? Solución: Aplicando el cuarto postulado: El signo negativo de la energía indica que hay emisión de energía. -Para calcular el valor del radio de las órbitas, se aplica el segundo postulado QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 47 Ejercicios de aplicación Complete lo requerido: Especie Carga Z A p+ e- n0 A 0 78 195 B +2 28 35 C 75 36 42 Solución: Para A: •Como el átomo es neutro (carga = 0); Z = p + = e- = 78 •El número de neutrones se determina aplicando: n0=A-p+  = 195 – 78 = 117 Para B: • Al tratarse de un catión (carga +2  perdió 2 e- ); p+ = e- + carga  p+ = 28+2 = 30 • Z = p +  Z=30 • A=p++ n0  A= 30 + 35 = 65 Para C: • Primero se determina el número de protones aplicando: p+=A-n0  =75-42 = 33 • Z = p +  Z=33 • La carga se determina aplicando: carga = p+ - e- = 33 – 36 = -3 Por lo tanto: Especie Carga Z A p+ e- n0 A 0 78 195 78 78 117 B +2 30 65 30 28 35 C -3 33 75 33 36 42 La carga nuclear de A-4 es 1,536x10-8 ues, determinar Z, e-, y CE de B, sabiendo que A-4 y B+1 son isoelectrónicos. Datos: CN(A-4) = 1,536x10-8 ues A-4 es isoelectrónico con B+1 Z (B), e- (B) y CE (B) = ? QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 48 Solución: De la fórmula de carga nuclear se obtiene el número atómico de A: El número atómico y por consiguiente el número de protones, permanecen constantes, entre un átomo neutro y su respectivo anión (o catión), lo único que cambia es el número de electrones; por lo tanto: •Z (A-4) = 32 = p+ • e- = p+ + carga  e- = 32 +4 = 36 (gana 4 electrones) Como se conoce que las especies A-4 y B+1 son isoelectrónicas, se determina que B+1 posee 36 e- y 37 p+ (p+ = e- + carga  p+ = 36+1=37). Por lo tanto: Z (B)= 37 Como es un átomo neutro Z= p+ = e- = 37 Finalmente, la carga electrónica de B, es: El electrón del átomo de hidrógeno se encuentra inicialmente en cierta órbita cuyo radio es de 2,12 Å; entonces se produce una transición electrónica debido a la absorción QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 49 de un fotón de luz de 6581 Å. Determinar las órbitas entre las que se produjo dicha transición. ¿Qué velocidad tendrá el electrón en la órbita final? Datos: a) n1 =?  r1 = 2,12 Å n2 =?  �= 6581 Å b) v2 = ? Solución: a) -Para calcular n1 se aplica el Segundo Postulado: -Para determinar n2, se aplica las siguientes expresiones del Cuarto Postulado: Igualando estas ecuaciones, resulta: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 50 Despejando : Despejando : Sustituyendo los valores conocidos en unidades consistentes: h =6,63x10-27 ergios•s c = 3x1010 cm/s � =6581 Å=6,581x10-5 cm Por lo tanto, la transición se produjo entre las órbitas 2 y 3 b) -Para determinar la velocidad que tendrá el electrón en la órbita 3, se determina primero el radio de la órbita aplicando el Segundo postulado: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 51 Aplicando el primer postulado se calcula la velocidad del electrón, empleando unidades consistentes: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 52 Ejercicios propuestos 01. Clasifique cada una de las siguientes sustancias, como elemento o compuesto: -Agua -Calcio -Cloruro de sodio (sal común) -Metanol -Hierro 02. Determinar si las siguientes mezclas son homogéneas o heterogéneas: -Aire -Perfumes -Agua + petróleo -Acero -Gasolina + agua 03. De los cambios que se enlista a continuación, establecer si son físicos o químicos: -Fermentación de leche -Trituración de vidrio -Fusión del hierro -Combustión de la gasolina -La digestión de alimentos 04. Una con líneas según corresponda Condensación De líquido a gas, por calentamiento Fusión De líquido a sólido, por enfriamiento Sublimación inversa De sólido a líquido, por calentamiento Vaporización De gas a líquido, por enfriamiento Solidificación De gas a sólido, sin pasar por líquido Sublimación De sólido a gas, sin pasar por líquido 05. Establecer si las siguientes aseveraciones son verdaderas (V) o falsas (F): •Dalton planteó la existencia de cargas positivas y negativas en el átomo ( ) •El modelo conocido como “budín de pasas” fue propuesto por Thomson ( ) •Según Rutherford, el átomo posee una masa central con carga positiva, ..alrededor de la cual se encuentran los neutrones con carga negativa ( ) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 53 •Bohr postuló que, el número máximo de electrones en una órbita dada, es.totalmente arbitrario ( ) •Schröndinger definió un orbital como la región donde existe la máxima probabilidad de ubicar a cierto electrón ( ) 06. Demostrar que se cumple la ley de la conservación de la materia en un experimento en el que se produce la explosión de 1000 gramos de Trinitroglicerina liberándose 6x1013 ergios. 07. Complete la siguiente tabla: Elemen- to Carga Z A #p + #e- #no A 0 87 38 B 73 36 41 C +3 53 74 08. Complete la siguiente tabla: Elemen- to Carga Z A #p + #e- #no 52Te-2 76 82 Ni+3 28 58 09. De las siguientes especies, determinar: el número atómico, número de electrones, número de protones. ¿Cuáles son isoelectrónicas? ¿Cuáles son cationes? ¿Cuáles son aniones? 15P -3 6C -4 46Pd +2 17Cl -1 10. Determinar la carga electrónica y carga nuclear de: 56Ba+2 y 32Ge-4 11. Las especies A-2 y D+2 son isoelectrónicas; conociendo que la carga electrónica de A es 7,68x10-9 ues. Determinar la carga nuclear de D. 12. La carga nuclear de X es 2,688x10-8 ues, determinar Z, e-, y CE de Y, sabiendo que X+2 y Y-1 son isoelectrónicos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 54 13. Calcular la energía necesaria para que el electrón del hidrogenoide 4Be+3 que se encuentra en el orbital 2 se traslade al orbital 6. ¿El electrón debe absorber o emitir energía? Determinar también, el radio de las órbitas inicial y final. 14. Determinar la longitud de onda de la luz emitida por el átomo de hidrógeno cuando su electrón “salta” de la cuarta orbita a la primera. Calcular además la velocidad del electrón en las órbitas inicial y final. 15. El electrón del átomo de hidrógeno realiza un salto entre los niveles de energía correspondientes a -13,6 eV y -1,51 eV. Determinar la frecuencia y longitud de onda de la radiación absorbida en dicha transición. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 55 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Babor, J. A., & Ibarz Aznárez, J. (1979). Química general moderna: una introducción a la química física ya la química descriptiva superior (inorgánica, orgánica y bioquímica). Marín. Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Arévalo, T. (2014). Magnitudes y unidades de medida. En Técnicas de PRL: seguridad en el trabajo e higiene industrial (págs. 206-221). Logroño: UNIR. Silberberg, M. (2002). Química General (Segunda ed.). México: McGRAW-HILL. Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Salcedo, L. A. Química. Lima: San Marcos. Pérez, A. G. (2007). Química I; Un enfoque constructivista. En G. Sánchez, & C. Rodríguez. México D.F: Pearson Educación. Petrucci, R. (2011). Química general principios y aplicaciones modernas. Madrid: Pearson Educación. Donald, B. S. (1983). Manual de química. México D.F: Iberoamérica. Sienko, M., & Plane, R. (1982). Química. Madrid: Aguilar. Shriver, F., Akins, W., & Langford, H. (1998). Química inorgánica. Barcelona: Reverté S.A. Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (1996). Química inorgánica básica. Limusa: Reimpresa. Rodríguez, X. (1995). Nomenclatura química inorgánica. San Diego: Paperback. J. M. Dou, M. D. (2007). Formulación y nomenclatura química. Casals. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 56 Unidades Químicas QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 57 UNIDADES QUÍMICAS La Química es una ciencia eminentemente práctica, involucra la determinación o predicción de cantidades de sustancias necesarias, consumidas y producidas en reacciones químicas, lo cual lleva a relacionar la masa de una sustancia con unidades químicas como: átomos gramo, átomos, moles y moléculas, aplicando la información cuantitativa que éstas proporcionan para pensar, leer, escribir y reportar resultados en un lenguaje químico apropiado (Silberberg, 2002). Para el desarrollo del presente capítulo, se requieren conceptos básicos previos, tales como: Átomo gramo, átomo, mol, molécula. Átomo Como se describió en el capítulo 2, un átomo es la unidad básica y más pequeña de la materia, que conserva las características de un elemento químico. Ejemplos: átomo de hierro (Fe), átomo de carbono (C), átomo de sodio (Na), etc. Átomo gramo (at-g) Constituye el peso o masa atómica (obtenida de la tabla periódica) de un determinado elemento y se expresa en gramos, por ejemplo 1 at-g de oxígeno pesa 16 g, 1 at-g de hierro pesa 55,847 g, 1at-g de oro pesa 196,967 g. Para determinar el número de átomos que contiene un at-g de un elemento cualquiera, se emplea el Número de Avogadro (NA), NA= 6,022x1023 átomos; 1 at-g = 6,022x1023 átomos. (Escobar, 2014). Mol Según lo establecido en el SI, mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022x1023 unidades químicas fundamentales: moléculas, átomos, iones u otras partículas (Tabla 14). Tabla 1. Conversión de unidades de mol, átomos e iones. 1 mol de moléculas = 6,022x1023 moléculas 1 mol de átomos = 6,022x1023 átomos 1 mol de iones = 6,022x1023 iones QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 58 Para comprender estos conceptos, se plantea la siguiente analogía: Así como una docena de canicas contiene 12 canicas; un mol de átomos de cualquier elemento contiene 6,022x1023 átomos, que corresponde a 1at-g del elemento. Sin embargo, 1 mol de una sustancia no solo representa una “unidad para contar” como la docena, sino que tiene una masa fija y especifica un número fijo de entidades químicas (moléculas, átomos, iones, etc.) (Bolaños & Bolaños, 2011) Molécula Una molécula es el resultado de la combinación de dos o más átomos iguales o diferentes, pudiendo ser: diatómicas como O2, Cl2, NaCl, CO, etc.; o poliatómicas como CO2, H2O, C6H12O6, etc. (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003). Peso atómico y molecular Masa atómica (peso atómico) y masa molar  de un elemento Como se vio en el capítulo 2, la masa atómica depende principalmente de su número de protones y neutrones; sin embargo, al ser una partícula extremadamente pequeña no es posible pesar un átomo; por lo que se ha fijado una unidad de masa atómica (uma), definida como la masa exactamente igual a una doceava parte de la masa del átomo de carbono-12, teniendo así el valor de 12 uma como referencia para determinar la masa atómica del resto de elementos. Por ejemplo, la masa atómica del hidrógeno se determinó a partir de experimentos que demostraron que dicho elemento tiene 8,400% de la masa del átomo de carbono-12, por lo que su masa resulta ser 0,084 x 12 uma = 1,008 uma. Cálculos similares se efectuaron para los demás elementos de la tabla periódica (Chang, 2002). Por otro lado, se ha demostrado que 1 mol de átomos de carbono-12 posee una masa exactamente igual a 12 gramos, a dicho valor se denomina masa molar y constituye la masa en gramos de una mol de determinada sustancia. De lo cual se establece que la masa atómica y masa molar de un elemento son numéricamente iguales (Bolaños & Bolaños, 2011) (Ebbing & Gammon, 2009). Ejemplo: Determinar la masa en gramos de un at-g de hierro (Fe) y demostrar que su masa atómica y molar son numéricamente iguales. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 59 Datos: 1 átomo de Fe = 55,847 uma (peso atómico de la tabla periódica) 1 uma = 1,661x10 -24 g 1 at-g = 6,022x1023 átomos. Solución: Por lo tanto, se demuestra que la masa atómica (peso atómico) y la masa molar del hierro son numéricamente iguales: Peso molecular y masa molecular  de un compuesto El peso molecular es el peso de una molécula en uma, y corresponde a la sumatoria de los pesos atómicos de los elementos que conforman el compuesto, por lo que sus unidades son: uma Mientas que, la masa molecular es la masa en gramos de una mol de moléculas de un compuesto o de 6,022x1023 moléculas del compuesto, y se obtiene al efectuar la sumatoria de las masas molares de sus elementos constituyentes, sus unidades son: g/mol. El peso molecular y la masa molar de un determinado compuesto son numéricamente iguales. (Bolaños & Bolaños, 2011) (Ebbing & Gammon, 2009) Ejemplo Determine el peso molecular y la masa molecular del dióxido de carbono (CO2) y demuestre que son numéricamente iguales. Datos: 1 molécula de CO2  1 átomo de C y 2 átomos de O 1 átomo de C = 12 uma (peso atómico de la tabla periódica) 1 átomo de O = 16 uma (peso atómico de la tabla periódica) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 60 1 mol de CO2   1 at-g de C y 2 at-g de O 1 at-g de C = 12 g 1 at-g de O = 16 g 1 mol = 6,022x1023 moléculas 1 uma = 1,661x10 -24 g Solución: •El peso de uma molécula de CO2 es: Elemento # de Elemento Peso atómico Peso total # de Elementos x Peso ató- mico C 1 12 uma (1x12)=12 uma O 2 16 uma (2x32)= 32 uma Total 44 uma •La masa de 1 mol del CO2 es: Elemento # de at-g Masa molar Peso total # de at-g x Masa molar C 1 12 g (1x12)=12 g O 2 16 g (2x32)= 32 g Total 44 g/mol • Demostración: Relaciones entre: átomo, átomo-gramo, mol y molécula. Cada uno de los términos definidos previamente son de gran utilidad a la hora de calcular cantidades de sustancias necesarias, consumidas y producidas en reacciones químicas, así como en la resolución de ejercicios de transformación de unidades. Éstos se pueden relacionar según se indica el esquema de la ilustración 10. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 61 Ilustración 10. Diagrama g- mol- moléculas- átomos. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011). La ilustración 11, muestra los factores de conversión apropiados para convertir una unidad en otra; por ejemplo, si se parte del dato de número de átomos de cierto elemento y se requiere determinar su masa en gramos, se sugiere seguir la siguiente ruta: Ilustración 11. Átomos- átomo gramo- gramos. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011). El procedimiento consiste en emplear el número de Avogadro (6,022x1023) para pasar de átomos a átomos gramos, y luego el peso atómico del elemento para calcular los gramos. Es importante escribir de manera correcta las unidades químicas, elementos, símbolos, subíndices, etc. Para evitar errores en el lenguaje químico y consecuentemente cálculos incorrectos, como se indica en la ilustración 12. Ilustración 12.. Ejemplo de at-g, moles y moléculas. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 62 Ejemplos: •Determinar el número de átomos de fósforo contenidos en 5 moles de ácido pirofosfórico (H4P2O7) Datos 5 moles H4P2O7 1 mol H4P2O7 = 2 at-g P 1 molécula H4P2O7 = 2 átomos P Solución Para determinar átomos partiendo de un dato de moles se tiene dos alternativas, según se muestra en la ilustración 13. Ilustración 13. Relaciones elemento- compuesto Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011). Alternativa 1 Alternativa 2 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 63 Calcular los gramos de permanganato de potasio (KMnO4) que contienen 2x10 23 átomos de oxígeno. Datos 1 mol KMnO4 = 4 at-g O 1mol KMnO4 = 158 g KMnO4 (peso molecular) Solución Se pide determinar los gramos de un compuesto a partir de los átomos de un elemento, según el esquema de relaciones, se debe seguir la ruta de la ilustración 14. Ilustración 14. Relación de átomo de un elemento a gramos de un compuesto. Fuente: (Bolaños & Bolaños, 2011). Peso atómico promedio ( ) Denominada también masa atómica media; se calcula a partir de los pesos de los isótopos de un determinado elemento, tomando en cuenta su abundancia relativa. La ecuación 21 permite calcular el ( ) . Ecuación 21. Peso atómico promedio. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 64 Donde: P1, P2, …Pn = peso del isótopo 1,2…n (uma) x1, x2, …xn = abundancia relativa del isótopo 1,2…n (%) ∑xi = 100% Ecuación 22. Porcentaje de abundancia relativa. De esta manera, los pesos atómicos de los elementos que muestran en la tabla periódica, son el resultado del promedio de los pesos de sus isótopos existentes en la naturaleza. Ejemplo: Determinar el peso atómico promedio del rubidio si se conoce que presenta dos isótopos en la naturaleza: 85Rb (84,911 uma) y 87Rb (86,909 uma) con 72,17 % y 27,83% de abundancia respectivamente. Datos P1= 84,911 uma P2 = 86,909 uma x1 = 72,17 % x2 = 27,83 % Solución Composición centesimal de un compuesto ( ) La composición centesimal permite conocer el porcentaje de cada uno de los elementos que constituyen un compuesto, se obtiene a partir de su fórmula molecular (indica el número exacto de átomos de un compuesto), aplicando la relación matemática de la ecuación 23. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 65 Ecuación 23. Composición centesimal de un compuesto. En donde, ni = número de átomos del elemento “i” en la molécula, PAi = masa atómica del elemento “i”, PM= peso molecular del compuesto (Bolaños & Bolaños, 2011). Ejemplo: Determinar la composición centesimal del ácido sulfúrico (H2SO4) Datos PAH = 1 uma PAS = 32 uma PAO = 16 uma Solución -Se determina el peso molecular del compuesto PMH2SO4 = (2x PAH) + (1x PAS) + (4x PAO) PMH2SO4 = (2x1 uma) + (1x32 uma) + (4x16 uma) PMH2SO4 = 98 uma -Se determina el porcentaje de cada elemento QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 66 Por otro lado, se puede determinar el porcentaje a partir de las masas de los elementos que conforman un compuesto, dividiendo la masa de cada uno de ellos (mi) para la masa total del compuesto (mT), empleando la ecuación 24. Ecuación 24. Composición porcentual en masa. La descomposición de 8,25 g de dióxido de azufre da como resultado 2,310 g de S. Calcular el porcentaje de los elementos en el compuesto. Datos mT = 8,25 g mS = 2,310 g Solución -Se calcula la masa del oxígeno mO = mT - mS mO = 8,25 g – 2,310 g mO = 5,94 g -Se determina el porcentaje de cada elemento QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 67 Ejercicios de aplicación 1. La reacción entre el bicarbonato de sodio (NaHCO3) y vinagre (CH3COOH) da como resultado acetato de sodio (CH3COONa), agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2) que se desprende como gas, según la siguiente reacción: NaHCO3 + CH3COOH  CH3COONa + H2O + CO2 (g) Determinar: a) los gramos de CO2 producidos a partir de 2,5 moles de NaHCO3; b) los átomos de oxígeno contenidos en 20 g de NaHCO3 Datos 1 mol NaHCO3 = 84 g 1 mol CO2 = 44 g 1 mol NaHCO3 = 3 at-g O Solución a) b) 2. Se requiere determinar la masa atómica del estaño, conociendo que en 3,7692 g de tetracloruro de estaño (SnCl4) hay 1,717 g de dicho elemento y que la masa atómica del cloro es 35,453 uma. ¿Cuántas moléculas de SnCl4 hay en 100 g de este compuesto? Datos mT = 3,7692 g SnCl4 mSn = 1,717 g PACl =35,453 g PASn = ? Moléculas SnCl4 = ? QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 68 Solución -Se determina la masa del cloro presente en 3,7692 g SnCl4 -Se determina los at-g de Sn, a partir de la masa atómica del cloro (dato conocido) y de la relación de at-g entre los elementos que conforman el compuesto (SnCl4 4 at-g de Cl por cada 1 at-g de Sn) -Finalmente se calcula la masa atómica del estaño, a partir de la cantidad de átomos gramos presentes en 1,717 g de estaño (dato experimental). -Para determinar las moléculas de SnCl4, primero se calcula su peso molecular o masa molar: -Se parte del dato de 100 g del compuesto y se emplea el peso molecular y el número de Avogadro: A un estudiante se le pide reportar el número de moléculas existentes en 150 g de un compuesto A2B3, conociendo que 0,5 at-g de A y 1 átomo de B pesan 10,75 g y 4,25x10-23 g respectivamente. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 69 Datos Solución -Primero se calcula la masa molar de cada elemento en una mol el compuesto: Para A: Para B: -Se determina entonces, masa molar total del compuesto A2 B3 es: -Finalmente partiendo del dato de 850 g del compuesto y con el valor obtenido de la masa molar, se obtienen las moléculas requeridas, empelando el número de Avogadro: El estudiante deberá reportar que el 150 g del compuesto A2 B3 existe 7,54x1023 moléculas de A2 B3. Una molécula está constituida por 6 átomos de “X”, 12 átomos de “Y” y 6 átomos de “Z” y tiene una composición centesimal de 40% de “X”, 6,67 % de “Y” y 53,33 % de “Z”. Si se conoce que el peso atómico de “X” es 12, determinar: a) los pesos atómicos de “Y” y “Z”; b) los átomos de “Y” presentes en 28 g del compuesto. Datos Compuesto  X6Y12Z6 %X= 40 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 70 %Y= 6,67 %Z= 53,33 PAX = 12 uma PAY = ? PAZ =? Átomos Y  28 g X6Y12Z6 = ? Solución a) -A partir de la expresión matemática para el cálculo del porcentaje centesimal, se determina el peso molecular del compuesto, sabiendo que el porcentaje de X es 40% y su peso atómico es 12 uma: -Una vez conocido el peso molecular, se puede emplear la misma expresión matemática para calcular los pesos atómicos de “Y” y “Z”: b) Para determinar los átomos de “Y” presentes en 28 g del compuesto, se emplea su masa molar (numéricamente igual al peso molecular  180 uma = 180 g) y el número de Avogadro; sabiendo que en 1 mol de X6Y12Z6, hay 12 at-g de Y: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 71 En la naturaleza existe dos isótopos de cobre: 63Cu (62,9296 uma) y 65Cu (64,9278 uma), si se sabe que su masa atómica es 63,542 uma; determinar el porcentaje de abundancia de dichos isótopos. Datos 63,542 uma P1 = 62,9296 uma P2 = 64,9278 uma x1 = ? x2 = ? Solución -Reemplazando los datos en la expresión matemática que permite calcular el peso atómico promedio se obtiene una ecuación con dos incógnitas: -Para resolver dicha ecuación se requiere una adicional, la cual se obtiene de la sumatoria de las abundancias relativas: x1+x2=100 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 72 -Por lo tanto, despejando x2 de la segunda ecuación y reemplazando en la primera se obtiene una ecuación con una incógnita (x1), de la que se obtiene la abundancia relativa del primer isótopo: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 73 Ejercicios propuestos 1. Determinar el peso molecular de los siguientes compuestos: a) metano (CH4), b) ácido piro fosforoso (H4P2O5), c) hidróxido de aluminio (Al(OH)3)) y d) Sulfato mangánico (Mn2(SO4)3) 2. Calcular el número de gramos en una mol de los siguientes compuestos: a) amoniaco (NH3), b) óxido férrico (Fe2O3), c) perclorato de magnesio (Mg (ClO4)2) y d) nicotina (C10H14N2) 3. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 25 gramos de sulfato cúprico pentahidratado (CuSO4•5H2O)? 4. El cloruro de vinilo C2H3Cl, se usa para la producción del poli cloruro de vinilo (PVC), un polímero empleado en tuberías y otros productos plásticos. Determinar los gramos de C2H3Cl que contienen 2,25x1023 átomos de carbono. 5. ¿En cuál de los siguientes casos existe mayor cantidad de átomos? a) 0,5 moles de nitrógeno, b) 2,10x1024 moléculas de cloro, c) 4 at-g de oxígeno. 6. El óxido férrico, se produce según la siguiente reacción: 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 Determinar: a) los gramos de oxígeno requeridos para que reaccionen con 12 g de Fe; b) los gramos totales del producto de dicha reacción (Fe2O3). 7. Calcular el número de moles y moléculas existentes en 152, 80 gramos de telurato ácido crómico [Cr (HTeO4)3]. ¿Cuántos átomos de teluro hay en dicha cantidad de compuesto? 8. En un laboratorio de química existe 50 gramos de cada una de las siguientes muestras: cloruro de plata (AgCl), agua (H2O), y metanol (CH3OH). El laboratorista dese saber en cuál de ellas existe mayor cantidad de moléculas. 9. El cromo en la naturaleza presenta 4 isótopos: 50Cr (49,9460 uma), 52Cr (51,9405 uma), 53Cr (52,9407 uma) y 54Cr (53,9389 uma); cuyas abundancias QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 74 relativas son: 4,345 %, 83,789%, 9,501% y 2,365% respectivamente. Determine su peso atómico promedio. 10. Determinar el porcentaje de abundancia de los isótopos del talio: 203Tl (202,9723 uma) y 205Cu (204,9744 uma), si se conoce que su peso atómico 204,383 uma. 11. Una probeta contiene 250 mL de una solución de propanol (C3H8O) cuya densidad es de 790 kg/m3. Determinar: a) las moles de propanol, b) el número de átomos de hidrógeno en dicha muestra. 12. Se conoce que el aire puro contiene básicamente nitrógeno y oxígeno y que su composición en masa es 76,9 % y 23,1 % respectivamente. Calcular el número de moléculas de oxígeno presentes en 1000 gramos de aire. 13. Determinar la composición centesimal del sulfato de calcio dihidratado, conocido comúnmente como yeso: CaSO4•2H2O. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 75g de este compuesto? 14. Cuando 10 gramos del elemento “E” reacciona con oxígeno, se produce 12,696 g del compuesto EO2. Determine el peso atómico del elemento “E” y la cantidad de moléculas del compuesto EO2 obtenido en dicha reacción. 15. Determine el número de moléculas existentes en 15 g del compuesto X4Z4, conociendo que 0,1 at-g de X y 1 átomo de Z pesan 19,697 g y 2,657x10-23 g respectivamente. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 75 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Arévalo, T. (2014). Magnitudes y unidades de medida. En Técnicas de PRL: seguridad en el trabajo e higiene industrial (págs. 206-221). Logroño: UNIR. Silberberg, M. (2002). Química General (Segunda ed.). México: McGRAW-HILL. Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Salcedo, L. A. Química. Lima: San Marcos. Pérez, A. G. (2007). Química I; Un enfoque constructivista. En G. Sánchez, & C. Rodríguez. México D.F: Pearson Educación. Petrucci, R. (2011). Química general principios y aplicaciones modernas. Madrid: Pearson Educación. Donald, B. S. (1983). Manual de química. México D.F: Iberoamérica. Sienko, M., & Plane, R. (1982). Química. Madrid: Aguilar. Shriver, F., Akins, W., & Langford, H. (1998). Química inorgánica. Barcelona: Reverté S.A. Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (1996). Química inorgánica básica. Limusa: Reimpresa. Rodríguez, X. (1995). Nomenclatura química inorgánica. San Diego: Paperback. J. M. Dou, M. D. (2007). Formulación y nomenclatura química. Casals. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 76 Distribución Electrónica QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 77 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Es la distribución de los electrones en niveles y subniveles de energía en los átomos en base a los números cuánticos. Números cuánticos Existen cuatro números cuánticos que definen el estado de energía del electrón en el átomo, estos son: Número cuántico principal (n). El número cuántico principal indica el nivel de energía que se encuentra el electrón, como se observa en la ilustración 15. Este número cuántico solo puede ser valores positivos, distintos de cero y enteros desde el uno hasta el siete. n= {1, 2, 3, 4, 5, 6, 7] Ilustración 15. Número cuántico principal en el átomo de Bohr. Número cuántico secundario (l). Indica los subniveles de cada nivel energético principal. El número cuántico secundario con su valor definido se observa en la tabla 15. Tabla 15. Números cuánticos secundarios. Significado Número cuántico secundario Valor (l) Sharp s 0 Principal p 1 Difuso d 2 Fundamental f 3 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 78 Forma de los orbitales. Cada número cuántico magnético posee distintas formas de los orbitales, como se representa en la ilustración 16. ● El subnivel s posee un solo orbital y es redonda. ● El subnivel p presenta tres orbitales el p x py pz ● El subnivel d tiene cinco orbitales el d1, d2, d3, d4, d5 ● El subnivel f tiene siete orbitales el f1, f2, f3, f4, f5, f6, f7 Ilustración 16. Números cuánticos secundarios. Número cuántico magnético (m). Indica la dirección del electrón en el espacio, dependiendo el número cuántico secundario el número cuántica magnética toma distintos valores los cuales se indica en la ilustración 17. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 79 Ilustración 17. Representación gráfica de los números cuánticos secundarios (s, p, d, f) Número cuántico spin (s) Indica el giro del electrón solo puede tener un valor de +1/2 o -1/2 (ilustración 18). Debido al giro del electrón, genera un campo magnético. En general, un electrón con s = + 1/2 se llama electrón alfa, y uno con s = -1 / 2 se llama electrón beta. No hay dos electrones apareados que tengan el mismo valor de espín. Ilustración 18. Representación de espín. Representación de los números cuánticos. En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la representación de los números cuánticos de las ilustraciones 19 y 20. Ilustración 19. Representación de los números cuánticos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 80 Grafica de spines. Ilustración 20. Gráfica de spines. Reglas generales de la configuración electrónica Hay un conjunto de reglas que se usan para descubrir la configuración electrónica de una especie atómica: el Principio de Aufbau, la Regla de Hund y el Principio de Exclusión de Pauli. Principio de Aufbau También llamado principio de construcción, establece que los electrones ocupan orbitales en orden creciente de energía (ilustración 21) (Escobar, 2014). Ilustración 21. Principio de llenado de Aufbau. 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2, 4d10 5p6 6s2, 4f14 5d10 6p6 7s2, 5f14 6d10 7p6 Regla de Hund La Regla de Hund establece que cuando los electrones ocupan orbitales degenerados (es decir, los mismos n y l números cuánticos), primero deben ocupar los orbitales vacíos antes de ocuparlos dos veces; como se indica en la ilustración 22 (Silberberg, 2002). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 81 Ilustración 22. Ejemplos de gráfica de spines. Principio de exclusión de Pauli. Si dos electrones ocupan el mismo orbital, como el orbital 3s, sus espines deben estar emparejados. Ejemplos: Obtener la configuración electrónica y los números cuánticos de los siguientes números atómicos. a. Z= 4. C. E= 1s2 2s2 =4 e- Números cuánticos: n= 2 l=0 m=0 s= -1/2 b. Z= 15. C. E= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 =15 e- Números cuánticos: n= 3 l=1 m=1 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 82 s= 1/2 c. Z= 30. C. E= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 =30 e- Números cuánticos: n= 4 l=0 m=0 s= -1/2 Determine la configuración electrónica de los siguientes números cuánticos. a. (3, 0, 0, +1/2) C. E= 1s2 2s2 2p6 3s1= 11e- b. (3, 1, 1, +1/2) C. E= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3= 15e- c. (4, 2, -2, -1/2) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 83 C. E= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d6= 44e- d. (4, 3, 2, -1/2) C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6, 4s2 3d10 4p6, 5s2 4d10 5p6, 6s2 4f13= 56e- Indique los números cuánticos del penúltimo electrón de: a. 5d5 Números cuánticos de penúltimo electrón: n= 5 l=2 m=1 s= 1/2 b. 3p5 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 84 Números cuánticos de penúltimo electrón: n= 3 l=1 m=-1 s= -1/2 c. 5d4 Números cuánticos de penúltimo electrón: n= 5 l=2 m=0 s= 1/2 d. 5f12 Números cuánticos de penúltimo electrón: n= 5 l=3 m=-1 s= -1/2 Anomalías de las configuraciones electrónicas Cuando las configuraciones electrónicas terminan en d4, d9, y f1; se corrige la configuración electrónica respectivamente en d5, d10, d1 (ilustración 23). Ilustración 23. Anomalías de las configuraciones electrónicas. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 85 Cuando la configuración electrónica termina en d, se debe restar el subnivel s y agregarlo al subnivel d. Ejemplos: Obtener la configuración electrónica y los números cuánticos para un Z= 24 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d4 = 24e- C.E corregida= 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s1, 3d5 = 24e- Obtener la configuración electrónica y los números cuánticos para un Z= 78 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d8= 78e- C.E corregida= 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9= 78e- Obtener la configuración electrónica y los números cuánticos para un Z= 29 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d9 = 29e- QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 86 C.E corregida= 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s1, 3d10 = 29e- Cuando la configuración electrónica termina en f, se debe restar el subnivel f y agregarlo al subnivel siguiente d. Ejemplo: Obtener la configuración electrónica y los números cuánticos para un Z= 57 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1= 57e- C.E corregida= 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f0 5d1= 57e- Configuraciones electrónicas de cationes y aniones Las configuraciones electrónicas para cationes y aniones son similares a la de los átomos neutros en su estado fundamental y son isolectrónicos con los gases nobles. Es decir, seguimos las tres reglas importantes: el Principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la Regla de Hund. Configuración electrónica para aniones. Para la configuración electrónica de los aniones se adiciona electrones para llenar el orbital más externo que está ocupado, y luego agregamos más electrones al siguiente orbital más alto (Bolaños & Bolaños, 2011). Ejemplo: 35Br 35Br -1 C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p5 =35 e- C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 =36 e- 15P 15P -3 C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p3 = 15 e- C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6= 18 e- QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 87 Configuración electrónica para cationes. Se debe quitar electrones del número cuántico principal más alto (Bolaños & Bolaños, 2011). Ejemplo: 35Br 35Br +1 C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p5 = 35 e- C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p4 =34 e- 30Zn 30Zn +2 C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 = 30 e- C. E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s0, 3d10 = 28 e- Propiedades magnéticas de los átomos El magnetismo se refiere al momento dipolar magnético. Un momento dipolar magnético es una cantidad vectorial, con magnitud y dirección. Hay muchas formas magnéticas diferentes: incluyendo paramagnetismo y diamagnetismo. Paramagnético. Posee electrones desapareados o solitarios. Ejemplo: 5d5 Diamagnético. Los electrones del átomo están apareados. Ejemplo: 5d10 Configuración electrónica abreviada En algunas ocasiones la configuración electrónica es extensa de los elementos que poseen un gran número de electrones. Para facilitar esta descripción se utiliza la configuración electrónica abreviada de la tabla 16, que nos permite de una manera sencilla, escribir una configuración mucho más manejable (Chang, 2002). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 88 Tabla 16. Configuración electrónica abreviada de los gases nobles. Gases nobles Número atómico Configuración electrónica Configuración electrónica abreviada He 2 1s2 Ne 10 1s2, 2s2, 2p6 [He] 2s2, 2p6 Ar 18 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 [Ne] 3s2, 3p6 Kr 36 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 [Ar] 4s2, 3d10 4p6 Xe 54 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2, 4d10 5p6 [Kr] 5s 2, 4d10 5p6 Rn 86 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2, 4d10 5p6 6s2, 4f14 5d10 6p6 [Xe] 6s 2, 4f14 5d10 6p6 Para determinar la configuración electrónica abreviada se sigue los siguientes pasos: 1. Localizar el elemento en la tabla periódica. 2. Escribir el gas noble del periodo anterior. 3. Completar la configuración electrónica. Ejemplo: Determine la configuración electrónica abreviada del teluro. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 89 Ilustración 24. Ubicación de los elementos en la tabla periódica (Escobar, 2014). La configuración del teluro es 52, el gas noble que le antecede es el Kriptón Te → [Kr] 5s2, 4d10 5p4 Ejercicios de aplicación A3 es isoelectrónico con B+2, si la carga nuclear de A3 es 19,2x10-9 ues, realice la configuración electrónica de B. Datos: A-3 es isoelectrónico con B+2 CN=5x10-9 ues → A-3 Solución: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 90 El número de protones siempre es igual al número atómico, por lo tanto: Para determinar los electrones se debe restar los protones menos la carga. Como A3 es isoelectrónico con B+2, entonces: El átomo X tiene en su núcleo 30 neutrones y es isoeléctrico de M, el mismo que presenta 40 neutrones y una configuración electrónica que termina en el subnivel 4p5. Determine el número de masa de X. Datos: Átomo X Átomo M n0= 30 n0= 40 C.E = 4p5 Isoeléctrico Solución: Configuración electrónica del átomo M. C.E = 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p5= 35 e- M es isoeléctrico de X (elementos que poseen la misma cantidad de electrones). M= n0 +e- M=35+30 = 65 El átomo X tiene en su núcleo 50 neutrones y es isótopo de M, el mismo que presenta 80 neutrones y una configuración electrónica que termina en el subnivel 3p2. Determine el número de masa de X. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 91 Datos: Átomo X Átomo M n0= 50 n0= 80 C.E = 3p2 Isótopos Solución: Configuración electrónica del átomo M. C.E = 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p2 = 14 e- Cálculo de la masa atómica de M. M= n0 +e- M= 80 +14=94 M es isótopo de X (elementos que poseen la misma masa atómica). Mx =94. Determinar el peso molecular de un compuesto que está formado por elementos X2YZ4. Se conoce que: • El elemento X presenta dos isótopos X40 (78%) y X41. • El elemento Y posee los siguientes números cuánticos (2, 1, +1, -1/2); los neutrones son igual al doble de los electrones. • El elemento Z posee 38 neutrones y 20 protones. Solución Elemento X La composición de un compuesto siempre suma 100%, por lo tanto: Elemento Composición X40 78 X41 22 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 92 Elemento Y Posee los siguientes números cuánticos. n= 2 l=1 m=0 s= -1/2 C.E= 1s2, 2s2, 2p5= 9e- El número de electrones es igual al número de protones. p+= 9 El número de neutrones es igual al doble de los electrones. n0= 18 La masa atómica es igual a la suma de protones y neutrones. Elemento Z QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 93 Por lo tanto, el peso molecular del X2YZ4 es: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 94 Ejercicios propuestos 1. Determine la configuración electrónica de los siguientes números cuánticos. a. (4, 0, 0, -1/2) b. (3, 1, 0, -1/2) c. (4, 2, -1, +1/2) d. (4, 3, 1, -1/2) 2. Indique los números cuánticos del penúltimo electrón de: a. 5d5 b. 3p5 c. 5d4 d. 5f12 3. Obtener la configuración electrónica y los números cuánticos de los siguientes números atómicos. a. Z= 89 b. Z= 47 c. Z= 42 d. Z= 57 4. Determinar la configuración electrónica de los siguientes iones. a. 27Co+3 b. 7N-3 c. 19K+1 d. 52Te-2 e. 21Sc+3 f. 4C-2 5. Determine la configuración electrónica y si es paramagnético o diamagnético los siguientes átomos: a. 12 Mg b. 12 Mg+2 c. 14Si+4 d. 16S QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 95 6. De los siguientes números atómicos determine cuál es paramagnético o diamagnético. a. (2, 0, 0, +1/2) b. (3, 1, 1, -1/2) c. (4, 2, -1, -1/2) d. (5, 3, 2, +1/2) 7. A-1 es isoeléctrico con B+3, si la carga nuclear de A-5 es 2,4x10-9 ues, Realice la configuración electrónica de átomo B. 8. El átomo X tiene en su núcleo 80 neutrones y es isoeléctrico de M, el mismo que presenta 60 neutrones y una configuración electrónica que termina en el subnivel 4d5. Determine el número de masa de X. 9. El átomo X tiene en su núcleo 10 neutrones y es isótopo de M, el mismo que presenta 20 neutrones y una configuración electrónica que termina en el subnivel 2p2. Determine el número de electrones de X. 10. El estado cuántico del último electrón del átomo M es (5, 1, 1, +1/2) y posee 10 neutrones, determinar su masa atómica. 11. Determinar el peso molecular de un compuesto que está formado por elementos X2YZ2. Se conoce que: - El elemento X presenta dos isótopos X67 (32%) y X65. - El elemento Y posee los siguientes números cuánticos (3, 0, +0, -1/2); los neutrones son igual al doble de los electrones. - El elemento Z posee 52 neutrones y 15 protones. 12. Determinar el peso molecular de un compuesto que está formado por elementos X4YZ2. Se conoce que: - El elemento X presenta dos isótopos X23 (18%) y X24. - El elemento Y posee los siguientes números cuánticos (4, 0, 0, -1/2); los neutrones son igual al doble de los electrones. - El elemento Z posee los siguientes números cuánticos (2, 0, 0, +1/2); los neutrones son igual al triple de los electrones que posee en el último nivel. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 96 13. Determinar el peso molecular de un compuesto que está formado por elementos XYZ. Se conoce que: - El elemento X presenta dos isótopos X23 (18%) y X24. - El elemento Y posee los siguientes números cuánticos (4, 0, 0, -1/2); los neutrones son igual al doble de los electrones. - El elemento Z posee los siguientes números cuánticos (2, 0, 0, +1/2); los neutrones son igual al triple de los electrones que posee en el último nivel. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 97 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Atkins, P. W., Shriver, D. F., Overton, T. L., Rourke, J. P., Weller, M. T., & Armstrong, F. A. (2008). Química inorgánica. 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De acuerdo al orden creciente al número atómico → en filas horizontales llamados: periodos (ilustración 25). Ilustración 25. Periodos de la tabla periódica. De acuerdo al nivel de energía más externa → en filas verticales llamados: grupos o familias. La familia A son los grupos principales de la tabla periódica y los de la familia B son metales de transición (ilustración 26 y tabla 17) (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003). Ilustración 26. Familias de la tabla periódica y su terminación en la configuración electrónica. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 100 Tabla 17. Grupos y familias de la tabla periódica. Grupo Familia Terminación C. electrónica IA Metales alcalinos s1 IIA Metales alcalinos térreos s2 IIIA Boroides p1 IVA Carbonoides p2 VA Nitrogenoides p3 VIA Anfígenos p4 VIIA Halógenos p5 VIIIA Gases nobles p6 IB Metales de acuñamiento d9 IIB Zinc d10 IIIB Escandio d1 IVB Talio d2 VB Vanadio d3 VIA Cromo d4 VIIA Manganeso d5 VIIIB Hierro d6, d7, d8 Además, la tabla periódica está dividida en tres bloques, según la ilustración 27 en: Bloque s.- Está conformado por elementos de la familia IA y IIA. Bloque p.- Se ubican los elementos de la familia IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA. Bloque d.- Se ubica la familia B. Bloque f.- Está conformado por los elementos de transición interna, en el periodo 6 y 7 se encuentra los lantánidos y actínidos respectivamente, pertenecientes a la familia 3B. Ilustración 27. Bloques de la tabla periódica. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 101 Cuando la configuración electrónica termina en s o p Cuando la configuración electrónica termina en s o p, el elemento pertenece a la familia A. Ejemplos: Realizar la configuración electrónica de un número atómico 12, señale el periodo y la familia a la que pertenece. Z=12 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2= 12e- Para identificar el periodo se debe escoger el número cuántico principal más alto; es decir, el elemento está en el tercer período. Para determinar la familia se utiliza el número cuántico secundario, en este caso es s2; por lo tanto, el elemento pertenece a la Familia IIA, según la tabla. Período 3 Familia IIA Bloque s Determine la configuración electrónica, el número de protones, electrones, el periodo y familia de un número atómico Z=15 Z=15 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p3= 15e- Período 3 Familia VA Bloque p Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que representan átomos con propiedades químicas semejantes. a. 1s2 2s2 2p6 3s2 b. 1s2 2s2 2p3 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 102 c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 d. 1s2 2s2 e. 1s2 2s2 2p6 f. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Debido al último subnivel semejante en las configuraciones electrónicas los literales ad bf y ce, poseen propiedades semejantes. Sin consultar la tabla periódica, escriba la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 9 y 20 respectivamente. Clasifique los átomos en periodos y familias. Z=9 C.E= 1s2 2s2 2p5 = 9 Período 2 Familia VIIA Bloque p Z=20 C.E= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 =20e- Período 4 Familia: IIA Bloque: s Cuando la configuración electrónica termina en d o f Cuando la configuración electrónica termina en d o f el elemento pertenece a la familia B. Cuando la configuración electrónica termina en d los elementos pertenecen a los metales de transición y si termina en f pertenecen a los metales de transición interna. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 103 Ejemplos: Realizar la configuración electrónica de un número atómico 29, señale el período y la familia a la que pertenece. Z=29 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d9 = 29 e- Para identificar el periodo se debe escoger el número cuántico principal más alto; es decir, el elemento está en el cuarto período. Para determinar la familia se utiliza el número cuántico secundario más externo, en este caso es d9; por lo tanto, el elemento pertenece a la Familia IB, según la tabla. Período 4 Familia IB Bloque d Realizar la configuración electrónica de un número atómico 27, señale el período y la familia a la que pertenece. Z=27 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d7 = 27 e- Período 4 Familia VIII B Bloque d Realizar la configuración electrónica de un número atómico 24, señale el período y la familia a la que pertenece. Z=29 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d4 = 24 e- QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 104 Período 4 Familia VI B Bloque d Realizar la configuración electrónica de un número atómico 90, señale el período y la familia a la que pertenece. Z=58 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2, 4d10 5p6 6s2, 4f2 = 58 e- A partir de los números atómicos entre 58 y 71, pertenecen a la familia IIIB y sexto período de la serie de los lantánidos. Período 6 Familia III B Bloque f Realizar la configuración electrónica de un número atómico 90, señale el período y la familia a la que pertenece. Z=90 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2, 4d10 5p6 6s2, 4f14 5d10 6p6 7s2 5f2 = 90 e- A partir de los números atómicos entre 90 y 103, pertenecen a la familia IIIB y sexto período de la serie de los actínidos. Período 7 Familia III B Bloque f Valencias La valencia química de un elemento se obtiene sumando los electrones de niveles energéticos más externos, el valor resultando es considerado como la capacidad que tiene un átomo para formar enlaces químicos. Ejemplo: Para Z= 13, determinar su configuración electrónica, número de protones, electrones y electrones de valencia. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 105 C.E= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p1 = 13 Para un átomo sin carga el número de protones y electrones es igual al número atómico; por lo tanto: p+ = 40 e- = 40 Los electrones de valencia se obtienen sumando los electrones del número cuánticos secundario de los niveles de energía más externos. Por lo tanto, el electrón de valencia es 3. Propiedades periódicas Las propiedades de los elementos dependen de su ubicación en la tabla periódica, algunas de estas propiedades se observan en la ilustración 28. Ilustración 4. Propiedades periódicas. Carácter metálico Determina la facilidad de ceder electrones los átomos, y se clasifican en: • Metales • No metales • Semimetales Esta clasificación de los elementos se puede visualizar en la tabla periódica, como se observa en la ilustración 29. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 106 Ilustración 29. Identificación del carácter metálico en la tabla periódica. Para determinar la variación metálica de los elementos se utiliza la ilustración 30. En un periodo el carácter metálico disminuye de izquierda a derecha y en un mismo grupo aumenta de arriba hacia abajo. Ilustración 30. Variación del carácter metálico en la tabla periódica. Radio atómico El radio atómico es la distancia que posee electrón más externo de un átomo hacia su núcleo (Bolaños & Bolaños, 2011) En un periodo el radio atómico disminuye de izquierda a derecha y en un mismo grupo a mayor número de niveles energéticos, mayor es el radio atómico, como se muestra en la ilustración 31. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 107 Ilustración 31. Variación del radio atómico en la tabla periódica. Radio iónico El radio de un ion se puede establecer como referencia al radio atómico neutro. Esta proyección se puede observar en la ilustración 32. Ilustración 32. Analogía de la variación del radio atómico del elemento X Energía de ionización La energía de ionización es la cantidad de energía necesario para extraer o perder un electrón (Escobar, 2014). La energía de ionización en el periodo aumenta de izquierda a derecha y en un mismo grupo a mayor número de niveles energéticos menor es la energía emitida (ilustración 33). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 108 Ilustración 33. Variación de la energía de ionización en la tabla periódica. Afinidad electrónica La afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón para formar un anión (Gray & Haight, 2003). En un periodo la afinidad electrónica disminuye de izquierda a derecha y en un mismo grupo aumenta de arriba hacia abajo (ilustración 34). Ilustración 34. Variación de la afinidad electrónica en la tabla periódica. Electronegatividad Le electronegatividad se define como la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de un enlace química; además, permite identificar los tipos de enlaces (iónico, covalente polar y covalente no polar) (Petrucci, Química general principios y aplicaciones modernas, 2011) En un periodo la electronegatividad disminuye de izquierda a derecha y en un mismo grupo aumenta de arriba hacia abajo (ilustración 35). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 109 Ilustración 35. Variación de la electronegatividad en la tabla periódica. En la ilustración 36, se observa los valores de electronegatividad de algunos elementos. Ilustración 36. Valores de electronegatividad de los elementos. Fuente: (Escobar, 2014) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 110 Estados 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 la cantidad de electrones que el átomo ha aceptado o cedido (Cotton & Wilkinson, 1996). Es necesario conocer el estado de oxidación de los elementos que forman un compuesto, con el fin de aprender a formular y ajustar ecuaciones químicas. Para conocer el estado de oxidación de un compuesto, es necesario conocer las siguientes reglas: • El estado de oxidación de un elemento neutro o molecular es 0 (F2, Cl2, H2). • Los gases nobles no forman compuestos químicos por lo que su estado de oxidación siempre es 0. • El estado de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos que trabaja con -1. • El estado de oxidación del hidrógeno es -1 excepto en los hidruros metálicos que trabaja con -1. • Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) siempre tienen estado de oxidación +1. • Los metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) siempre tienen estado de oxidación +2. Cálculo de los estados de oxidación de las moléculas. La suma de los estados de oxidación de una molécula debe ser igual a cero. Este método consiste en: 1. Escribir la fórmula química correctamente. Ejemplo: Trióxido de azufre. SO3 2. Colocar dos líneas hacia arriba de la fórmula, en la primera línea se debe escribir el estado de oxidación del elemento conocido y en la segunda línea, multiplicar el número de oxidación por el número de los átomos (la suma de esta línea debe ser igual a la de su carga). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 111 Ejemplos: Determinar los estados de oxidación de los siguientes compuestos binarios: HCl +1 -1 =0 H Cl Al2 O3 +6 -6 =0 6/2 -(2*3) 3 -2 Al2 O3 CaO +2 -2 =0 Ca O Para determinar el estado de oxidación de una molécula ternaria y cuaternaria, se debe escribir los estados de oxidación de los elementos que se encuentran en los extremos y determinar el estado de oxidación del elemento central, si este posee varios átomos se debe dividir. Por ejemplo: El oxígeno y el hidrogeno posee los estados de oxidación -2 y +1 respectivamente. +1 -2 H N O3 Si posee varios números de átomos, se debe multiplicar por su estado de oxidación. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 112 Para que la molécula sea neutra se debe completar la suma; así: Ejemplos: Determinar los estados de oxidación de los siguientes compuestos ternarios: H2 SO3 +2+4-6=0 (2*+1)= +2 +4 (3*-2)= -6 +1 -2 H2 S O3 H2 B4 O7 +2+12-14=0 (2*+1)= +2 +12/4 (7*-2)= -14 +1 +3 -2 H2 B4 O7 En este caso el átomo central se repite varias veces y el estado de oxidación predicho es +12 que se divide por su número de átomos que son 4, dando el valor correcto de su oxidación del elemento +3. Cálculo de los estados de oxidación de los iones. La suma de los estados de oxidación de los iones (cationes o aniones) es igual a su carga. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 113 Ejemplos: Determinar los estados de oxidación de los siguientes radicales (SbO3 )^(-3) +3 -6 =-3 -2 Sb O3 (MnO4 )(-2) +6 -8 =-2 -2 Mn O4 (HSO4 )(-1) +1 +6 -8 =-1 +1 -2 H S O4 (H2 P2 O5)(-2) +2 +6 -10 =-2 +1 +6/3 -2 H2 P2 O5 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 114 Resumen de los estados de oxidación de los elementos. Tabla 18. Resumen de los estados de oxidación de los elementos. Alcalinos IA (s1) Li Litio +1 Na Sodio +1 K Potasio +1 Rb Rubidio +1 Cs Cesio +1 Fr Francio +1 Alcalineotérreos IIA (s2) Be Berilio +2 Mg Magnesio +2 Ca Calcio +2 Sr Estroncio +2 Ba Bario +2 Ra Radio +2 Boroides o térreos IIIA (p1) B Boro +3, -3 Al Aluminio +3 Ga Galio +3 In Indio +3 Ti Talio +3 Carboniodes IVA (p2) C Carbono -4, +2, +4 Si Silicio -4, +4 Ge Germanio +4 Sn Estaño +2, +4 Pb Plomo +2, +4 Nitrogenoides VA (p3) N Nitrógeno -3, +3, +5 P Fosforo -3, +3, +5 As Arsénico -3, +3, +5 Sb Antimonio -3, +3, +5 Bi Bismuto +3, +5 Anfígenos VIA (p4) O Oxígeno -2,-1 S Azufre -2, +2, +2, ,+4, +6 Se Selenio -2, +4, +6 Te Teluro -2, +4, +6 Po Polonio +2, +4 Halógenos VIIA (p5) F Flúor -1 Cl Cloro -1, +1, +3, +5, +7 Br Bromo -1, +1, +3, +5, +7 I Yodo -1, +1, +3, +5, +7 At Astato -1, +7 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 115 Familia del cobre IB(d9) Cu Cobre +1, +2 Ag Plata +1, +2 Au Oro +1, +3 Familia del Zinc IIB (d10) Zn Zinc +2 Cd Cadmio +2 Hg Mercurio +1, +2 Familia del Cobre III- B(d2) Sc Escandio +3 Y Ytrio +3 La Lantano +3 Familia del Titanio IVB (d3) Ti Titanio +4 Zr Zirconio +4 Hf Hafnio +4 Familia del Vanadio VB (d4) V Vanadio +5 Nb Niobio +5 Ta Tantalio +5 Familia del Cromo VI- B(d5) Cr Cromo +2, +3, +6 Mo Molibdeno +2, +3, +4, +5 +6 W Wolframio +2, +3, +4, +5, +6 Familia del Manganeso VIIB (d5) Mn Mangane- so +2, +3, +4, +6, +7 Tc Tecnecio +7 Re Renio +7 Familia del Zinc VIIIB (d6, d7, d8) Fe Hierro +2, +3, +6 Rh Rodio +4 Ir Iridio +4 Co Cobalto +2, +3 Pd Paladio +4 Pt Platino +2, +4 Ni Níquel +2, +3 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 116 Ejercicios de aplicación De los átomos A, B, C, D y E, considerando que: A: su configuración electrónica termina en 4s2. B: Poseen 35 protones C: Se localiza en el periodo 4 de la familia 5A. D: Cuando pierde un electrón queda isoelectrónico con el gas noble cuyo Z=18 E: Cuando gana dos electrones queda isoelectrónico con el gas noble Kripton, cuyo número atómico es 36. a. Especificar el periodo y el grupo en el que se ubicaran los elementos en la tabla periódica. b. Escribir los elementos en orden creciente respecto a la carga nuclear. c. Escribir los elementos en orden decreciente respecto a su tamaño atómico. d. Escribir los elementos en orden decreciente respecto a sus energías de ionización. Solución: A: su configuración electrónica termina en 4s2. Periodo = 4 Familia = 2A. B: posee 35 protones. C.E B= 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p5 Periodo = 4 Familia = 7A C: Se localiza en el periodo 4 de la familia 5A. Periodo = 4 Familia = 5A. D: Cuando pierde un electrón queda isoelectrónico con el gas noble argón cuyo Z=18 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 117 Periodo = 4 Familia = 1A E: Cuando gana dos electrones queda isoelectrónico con el gas noble Kripton, cuyo número atómico es 36. C.E D= 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p4 Periodo = 4 Familia = 6A a. Especificar el periodo y el grupo en el que se ubicaran los elementos en la tabla periódica. IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 2 3 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 4 D A C E B 5 6 7 b. Escribir los elementos en orden creciente respecto a la carga nuclear. D< A< C< E< B c. Escribir los elementos en orden decreciente respecto a su tamaño atómico. D> A> C> E> B d. Escribir los elementos en orden decreciente respecto a sus energías de ionización. E> B> C> A> D Considere las especies isoeléctricas M-4, N+7 y O-2; si el elemento M es el estroncio determine: a. Las configuraciones electrónicas y la ubicación de los elementos en la tabla periódica. b. El elemento de mayor electronegatividad. c. El elemento de mayor carga nuclear. d. El elemento de mayor energía de ionización. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 118 Solución: El elemento M es el estroncio; por lo tanto, posee un Z= 38, entonces la configuración electrónica de M es: C.EM -4= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p4= 34e- Por lo tanto, el Z de las especies isoelectrónicas son: Elementos Número de electrones Numero atómico M-4 34e- N+7 34e- O-2 34e- 32 a. Las configuraciones electrónicas y la ubicación de los elementos en la tabla periódica. M: ZM=38 C.E M= 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2 Periodo = 5 Familia = 2A. N: ZN=41 C.E N = 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2, 4d3 Periodo = 5 Familia = 5B O: ZO= 32 C.E O= 1s 2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6 4s2, 3d10 4p2 Periodo = 4 Familia = 4A IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 2 3 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 4 O 5 M N 6 7 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 119 b. El elemento de menor electronegatividad. M c. El elemento de mayor carga nuclear. N d. El elemento de mayor energía de ionización. O QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 120 Ejercicios propuestos 1. El estado cuántico del último electrón del átomo M es (3, 1, 0, -1/2). Determinar: a) El período y a la familia a la que pertenece. b) Electrones de valencia. 2. El compuesto X(QZ)3 tiene un total de 40 protones; X está en el tercer periodo y es de la familia de los boroides, Q posee los siguientes números cuánticos (2, 1, -1, -1/2). Para Z determine el periodo y la familia al que pertenece. 3. El compuesto AY3 tiene un total de 42 protones; A pertenece al periodo 3 de la familia de las nitrogenoides, para el elemento Y determine el número atómico y su ubicación en la tabla periódica. 4. El átomo M tiene en su núcleo 50 neutrones y es isótopo de W. W posee 44 neutrones y una configuración electrónica que termina en el subnivel 4p5. Determine el número atómico y la familia a la que pertenece M. 5. Si A-1 posee 20 electrones y B+3 posee 28 electrones. Determinar la ubicación de los elementos de A y B. 6. El elemento A esta en el tercer periodo y presenta 5 electrones de valencia; el estado cuántico del último electrón de B es (2, 0, 0, +1/2) y C posee una carga nuclear de 2,4 x10-9 ues: a. Que elemento posee mayor carácter metálico b. Cuál es el elemento que tiene mayor energía de ionización. 7. Considere los elementos neutros que se representan con las letras de la A hasta la J, a cada uno de ellos se asigna una propiedad que permite localizarlos en la tabla periódica, Determinar el número atómico de cada elemento: A: Su configuración electrónica termina en 3s2. B: Cuando pierde un electrón queda isoelectrónico con el Neón (familia 8A y el periodo 2). C: Cuando gana un electrón queda isoelectrónico con el Argón (familia 8A y el periodo 3). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 121 D: Está en el periodo 3 y posee 3 orbitales p con los números cuánticos magnéticos y spin 0 y +1/2, respectivamente. E: Los números cuánticos que identifican el electrón situado en su último subnivel ocupado son: n=3, l=1, m=1, spin= +1/2. F: Tiene 16 protones. G: Su configuración electrónica termina en 2p4. H: Tiene 71 neutrones y su masa atómica es 122. I: Le faltan 2 electrones para cumplir con la ley del octeto y tiene 3 niveles de energía. J: Tiene 2 electrones de valencia y se ubica en el 4 periodo. Responder: a. El elemento de mayor radio atómico. b. El elemento de mayor energía de ionización. c. Ordene en forma creciente de acuerdo a la electronegatividad los elementos. 8. Sin consultar la tabla periódica clasificar los siguientes elementos en alcalinos, alcalinos térreos, halógenos, gas nobles o metales de transición. a. Yodo. b. Bromo. c. Plata. d. Paladio. e. Calcio, f. Cromo. g. Xenón. h. Litio i. Argón. j. Cloro. k. Berilio. l. Helio. m. Potasio. n. Flúor. 9. Determinar el periodo, grupo y el bloque al que pertenecen las siguientes configuraciones electrónicas. a. [Rn86]7s2 5f8 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 122 b. [Kr36]5s24d105p3 c. [Xe54] 6s1 d. [Ar18] 4s2 3d6 10. Sin consultar la tabla periódica indicar la valencia y símbolo de los siguientes elementos químicos a. Aluminio. b. Níquel. c. Sodio. d. Azufre. e. Germanio. f. Nitrógeno. g. Calcio. h. Potasio. i. Litio. j. Zinc. k. Silicio. 11. Con ayuda de la tabla periódica, determinar: a. 3 elementos (símbolo) presentes en el periodo 5. b. 3 elementos (símbolo) de la familia de los gases nobles. c. 3 elementos (símbolo) de transición. d. 3 elementos (símbolo) de la familia de los metales alcalinos. e. Nombre de las familias de los elementos que pertenecen a las tierras raras. f. Menciona en orden a los elementos más electronegativos de la tabla periódica. 12. Ubique los siguientes elementos en la tabla periódica: H, Ca, Cr, Cl, Si, Y, Fr, Hf, Hg. Y ordene en forma creciente de acuerdo al: a. Carácter metálico. b. Afinidad electrónica. c. Radio atómico. d. Electronegatividad. e. Energía de ionización. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 123 13. Ordene los siguientes elementos e iones de mayor a menor tamaño radio atómico: K+, Cl-, S2- y Ca2+ a. K+ > Ca2+ > Cl- > S2- b. Ca2+ > K+ > S2- > Cl- c. K+> Ca2+ > S2- > Cl- d. Ca 2+> K+ > Cl- > S2- 14. Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 1s2 2s2 2p6 y 1s2 2s2 2p6 3s1. La primera energía de ionización de uno de ellos es 2080 kJ/mol y la del otro es 496 kJ/mol. Asigne cada uno de los valores de energía de ionización a cada una de las configuraciones electrónicas proporcionadas. Justifique la elección. 15. Dados los elementos A, B, C y D tales que: A está en el segundo periodo de la familia de los anfígenos; B y C son elementos no metálicos del tercer periodo tales que B tiene menor radio atómico que C y C mayor energía de ionización que B; D es un elemento cuyo ion divalente positivo presenta la configuración electrónica del neón. Determinar: a. ¿Cuál es el elemento de mayor carácter metálico? b. ¿Cuál es el elemento de mayor carácter electronegatividad? 16. De acuerdo a la tabla periódica completa las siguientes actividades: a. Ordene en forma creciente al carácter metálico. b. Ordene en forma decreciente la afinidad electrónica. c. Ordene en forma creciente al radio atómico. d. Ordene en forma decreciente a la electronegatividad. e. Ordene en forma creciente a la energía de ionización. IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 2 3 Mg IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB Al 4 Fe Co Zn Ga 5 Rb Zr Nb Mo Tc Cd In Sn Sb Te 6 Cs Ba Hf W Re Po 7 Fr QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 124 Determine los estados de oxidación del átomo principal de los siguientes compuestos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 125 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Atkins, P. W., Shriver, D. F., Overton, T. L., Rourke, J. P., Weller, M. T., & Armstrong, F. A. (2008). Química inorgánica. McGraw-Hill, 153-158 Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Arévalo, T. (2014). Magnitudes y unidades de medida. En Técnicas de PRL: seguridad en el trabajo e higiene industrial (págs. 206-221). Logroño: UNIR. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Silberberg, M. (2002). Química General (Segunda ed.). México: McGRAW-HILL. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Salcedo, L. A. Química. Lima: San Marcos. Pérez, A. G. (2007). Química I; Un enfoque constructivista. En G. Sánchez, & C. Rodríguez. México D.F: Pearson Educación. Petrucci, R. (2011). Química general principios y aplicaciones modernas. Madrid: Pearson Educación. Donald, B. S. (1983). Manual de química. México D.F: Iberoamérica. Sienko, M., & Plane, R. (1982). Química. Madrid: Aguilar. Shriver, F., Akins, W., & Langford, H. (1998). Química inorgánica. Barcelona: Reverté S.A. Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (1996). Química inorgánica básica. Limusa: Reimpresa. Rodríguez, X. (1995). Nomenclatura química inorgánica. San Diego: Paperback. J. M. Dou, M. D. (2007). Formulación y nomenclatura química. Casals. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 126 Estructura de Lewis QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 127 Enlace químico El enlace químico es la atracción que tienen los átomos de un compuesto en una red cristalina. Se cree que al combinarse los elementos adquieren configuraciones electrónicas similares a los gases nobles (Silberberg, 2002). Mediante el valor absoluto de la diferencia de electronegatividades se puede determinar el tipo de enlace, de acuerdo a la ecuación 25. EXY=|EX-EY| Ecuación 1. Diferencia de electronegatividad. Donde, EXY, EX y EY son las electronegatividades del compuesto XY, y los elementos X y Y respectivamente. Los enlaces químicos más comunes son: • Enlace iónico. • Enlace covalente. Enlace iónico El enlace iónico o electrovalente es la trasferencia de electrones de un átomo a otro y se da entra la unión de un metal y no metal (Bolaños & Bolaños, 2011). En el enlace iónico la diferencia de electronegatividad de los átomos es mayor a 1,7 (Bolaños & Bolaños, 2011). Ejemplo: Determinar el tipo de enlace del cloruro de potasio (KCl), si se sabe que las electronegatividades de K y Cl con 0,8 y 3 respectivamente: Datos: Por lo tanto, es enlace iónico. Enlace covalente En el enlace covalente los átomos de un compuesto comparten electrones y se da entre la unión de dos no metales (Bolaños & Bolaños, 2011). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 128 La diferencia de electronegatividad de los átomos en el enlace covalente es menor a 1,7 (Bolaños & Bolaños, 2011). Este tipo de enlace se clasifica en: Enlace covalente apolar. – Este enlace se da entre la unión de no metales iguales (H2, O2, Cl2, I2, F2, N2). Ejemplo: Determinar el tipo del hidrógeno molecular (H2), si se sabe que la electronegatividad del H es 2,1. Datos: Por lo tanto, es enlace covalente apolar. Enlace covalente polar. – Este enlace se da entre la unión de no metales diferentes (HCl, CO2, NH3). Ejemplo: Determinar el tipo de enlace del trióxido de nitrógeno (NO3), si se sabe que las electronegatividades de N y O con 3 y 3,5 respectivamente: Datos: Por lo tanto, es enlace covalente polar Estructura de lewis La estructura de Lewis es la representación de los electrones en el último nivel energético de los elementos químicos al formar compuestos (Bolaños & Bolaños, 2011) Este coincide con el grupo o familia de dicho elemento, como se representa en le tabla 19. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 129 Tabla 19. Estructura de Lewis de la familia A. 1A 2ª 3ª 4A 5A 6A 7A H Ca A l C N O F Li Ba B i S i P S C l Na Ra D y G e A s S e B r K Sr E r S b T e I Rb Zn L a B A t Cs Mg S m Fr Cd Sc A g Be Ga Para realizar la estructura de Lewis se debe conocer las diferentes formas que existen y estas son: Fórmula desarrollada. Los átomos de una molécula aparecen unidos mediante enlaces simples, dobles o triples dibujadas en un solo plano. Ejemplo: Escribir la fórmula desarrollada del amoniaco (ilustración 37). Ilustración 37. Fórmula desarrollada del amoniaco Fórmula estructural. Es la representación tridimensional de las moléculas usando proyecciones como de Fisher, Newman y Haworth. Ejemplo: Escribir la fórmula estructural del amoniaco (ilustración 38). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 130 Ilustración 38. Fórmula estructural del amoniaco. En esta guía de química se explicará la fórmula desarrollada para entender la estructura de Lewis de las moléculas. Enlace iónico. Para determinar la estructura de Lewis de un enlace iónico se sigue los siguientes pasos: 1. Colocar el átomo que menos se repite en el centro. Si el átomo central se repite varias veces separar con el otro átomo. Ejemplo determinar la estructura de Lewis de CaCl2 C a C l C l 2. Colocar el número total de electrones de cada átomo. C a C l C l 3. El átomo de menor número de electrones los dona a otro que posee mayor cantidad para completar el octeto uno de ellos. C a C l C l 4. Determinar la formula, por facilidad de comprensión se grafican únicamente los átomos, sin representar los electrones de valencia no-enlazados C a C l C l Ejemplos: Determine la estructura de Lewis de los siguientes compuestos: 1. Sulfuro férrico (Fe2 S3) Fe S Fe SS S Fe S Fe S QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 131 2. Nitruro de litio (Li3 N) N Li Li Li N Li Li Li 3. Óxido de aluminio (Al2 O3) Al O AlO O Al O AlO O 4. Cloruro de manganoso (MnCl2) M n C l C l M n C l C l Enlace covalente Para determinar la estructura de Lewis se sigue los siguientes pasos: 1. Calcular el número de electrones requeridos (R) multiplicando los átomos totales por 8. Ejemplo: Determinar la estructura de Lewis de CaO 2. Calcular el número de electrones disponibles (D) considerando la familia de cada átomo. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 132 3. Calculando los electrones compartidos (C), restando los electrones requeridos – los disponibles. C=R-D C=72-56=16 4. El número de enlaces (E) se determina dividendo sobre dos el número de electrones compartidos. Se coloca en el centro el átomo que menos veces se repite, en este caso es el Br. Si el átomo central (Br) se repite varias veces se lo separa por el otro átomo (O). Se debo completar los octetos de cada átomo, si sobre pasan se deben colocar enlaces dativos. Para mejor comprensión se grafican únicamente los átomos, sin representar los electrones de valencia no-enlazados Ejemplos: Determine la estructura de Lewis de los siguientes compuestos: 01. Ácido fluorhídrico (HF) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 133 2. Agua (H2O) 3. Cloruro de boro (BCl3) 4. Cloruro de silicio (SiCl4) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 134 5. Ácido fosfórico (H3 PO4) Excepciones de la regla del octeto en el enlace covalente. No se cumple la regla del octeto con número impar de electrones de valencias y en especies que poseen electrones de valencia mayor a ocho debido al orbital d del electrón más externo del átomo. Ejemplos: Determinar la estructura de Lewis de las siguientes moléculas. 1. Pentacloruro de fósforo (PCl5) P Cl Cl Cl Cl Cl P Cl Cl Cl Cl Cl 2. Heptafloruro de yodo (IF7) F I F F F F F F F I F F F F F F QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 135 3. Monóxido de nitrógeno (NO) N O N O Como se observa en los ejemplos anteriores, para mejor compresión de la estructura de Lewis se grafican únicamente los átomos, sin representar los electrones de valencia no-enlazados Iones (aniones o cationes) Para especies cargadas contar un electrón más por cada carga negativa o restar uno por cada carga positiva. Ejemplos: Determinar la estructura de Lewis de las siguientes especies. 1. (SO4)-2 N=5*8=40 Para aniones, en los electrones disponibles se debe añadir los electrones de la carga (2) En la estructura de Lewis se debe añadir los electrones de la carga (2) siempre en forma balanceada. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 136 2. (NH4 )+1 N=2*4+1*8=16 Para cationes, en los electrones disponibles se debe quitar los electrones de la carga (1) En la estructura de Lewis se debe añadir los electrones de la carga (2) siempre en forma balanceada. Sales Es un compuesto químico formado por la unión de un anión y catión, como se observa en la ilustración 39. Ilustración 39. Formación de la sal: sulfuro ácido de potasio. Para determinar la estructura de Lewis de una sal, se debe realizar los cálculos del anión negativo como si fuera un radical y finalmente adicionar el catión con su respectiva carga. Ejemplo: sulfito ácido de sodio (ilustración 40) Ilustración 40. Formación de la sal: sulfito ácido de sodio. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 137 Se debe determinar la estructura de Lewis de la parte negativa, así: Ilustración 41. Estructura de Lewis del sulfito ácido de sodio Ejercicios de aplicación 1. Cuando los elementos Z y W se unen químicamente forman el compuesto que conduce calor ZW2, adquiriendo el átomo Z la configuración electrónica del Argón (Z=18) y el átomo W la configuración electrónica del Kriptón (Z=36). Identificar a los elementos Z y W, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además, dar la posible fórmula del compuesto. Solución: El compuesto ZW2 conduce calor; por lo tanto, forma un enlace iónico y se debe determinar los estados de oxidación. Z+2 W-1 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 138 Átomo Z adquiere la configuración electrónica del Argón (Z=18). Periodo: 4 Grupo: IIA Valencia: +2 Carácter metálico: metal Número atómico: 20 Símbolo: Ca Átomo W adquiere la configuración electrónica del Kriptón (Z=36). Periodo: 4 Grupo: VIIA Valencia: +7 Carácter metálico: no metal Número atómico: 35 Símbolo: Br Nombre del compuesto: Bromuro de calcio. 2. Cuando los elementos X e Y se unen químicamente forman el compuesto que no conduce electricidad XY2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Ar (Z=18). Identificar a los elementos X e Y, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además, dar la posible fórmula del compuesto. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 139 Solución: El compuesto XY2 no conduce electricidad; por lo tanto, forma un enlace covalente y se debe determinar la estructura de Lewis. X Y Y Átomo X adquiere la configuración electrónica del Argón (Z=18), se debe restar 2 enlaces de los 4 correspondientes al octeto perteneciente siempre a la familia A; por lo tanto: Periodo: 3 Grupo: VIA Valencia: +6 Carácter metálico: no metal Número atómico: 24 Símbolo: Cr Átomo Y adquiere la configuración electrónica del Argón (Z=18). Periodo: 3 Grupo: VIIA Valencia: +7 Carácter metálico: no metal Número atómico: 17 Símbolo: Cl Nombre del compuesto: Cloruro de cromo II. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 140 Ejercicios propuestos 1. Clasifique los siguientes compuestos en enlaces iónicos y covalentes. a. NaCl b. H2CO3 c. MgO d. NiCl2 e. NH3 f. MgCl2 g. CO2 h. F2 i. N2 2. Cuando los elementos A y B se unen químicamente forman el compuesto iónico AB2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Argón (Z=18). Identificar a los elementos A y B, dando a conocer: bloque, grupo, periodo, valencia, carácter químico, número atómico y símbolo de cada elemento. Además, dar la posible fórmula del compuesto. 3. Cuando los elementos X e Y se unen químicamente forman el compuesto covalente XY2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Ar (Z=18). Identificar a los elementos X e Y, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además, dar la posible fórmula del compuesto. 4. Determinar la estructura de Lewis de los siguientes compuestos. a. Cloruro de bromo (BrCl) b. Amoniaco (NH4) c. Ácido sulfúrico (H2 SO4) d. Óxido de di cloro (Cl2 O) e. Hidrogeno molecular (H2) f. Fluoruro molecular (F2) g. Ácido nítrico (HNO3) h. Ácido carbónico (H2 CO3) i. Ácido orto carbónico (H4 CO4) j. Cloroformo (CHCl3) k. Cloruro de nitrosilo (NOCl) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 141 l. Ácido pirofosforoso (H4 P2 O5) m. Hexa fluoruro de azufre (SF6) 5. Determinar la estructura de Lewis de los siguientes radicales. 6. Determinar la estructura de Lewis de los siguientes radicales. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 142 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Atkins, P. W., & Jones, L. (2006). Principios de química: los caminos del descubrimiento. Ed. Médica Panamericana. Brady, J. E., & Humiston, G. (1988). Química básica. Limusa. Brown, T. L., LeMay Jr, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R., & Química, A. (2007). Ciencia central. Carey, F. A., & Giuliano, R. M. (2014). Química orgánica (9a. McGraw Hill México. Cruz-Garritz, D., Chamizo, J. A., & Atómica, A. G. E. (1991). Un Enfoque Químico. Addison-Wesley Iberoamericana. Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Arévalo, T. (2014). Magnitudes y unidades de medida. En Técnicas de PRL: seguridad en el trabajo e higiene industrial (págs. 206-221). Logroño: UNIR. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Silberberg, M. (2002). Química General (Segunda ed.). México: McGRAW-HILL. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Salcedo, L. A. Química. Lima: San Marcos. Pérez, A. G. (2007). Química I; Un enfoque constructivista. En G. Sánchez, & C. Rodríguez. México D.F: Pearson Educación. Petrucci, R. (2011). Química general principios y aplicaciones modernas. Madrid: Pearson Educación. Donald, B. S. (1983). Manual de química. México D.F: Iberoamérica. Sienko, M., & Plane, R. (1982). Química. Madrid: Aguilar. Shriver, F., Akins, W., & Langford, H. (1998). Química inorgánica. Barcelona: Reverté S.A. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 143 Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (1996). Química inorgánica básica. Limusa: Reimpresa. Rodríguez, X. (1995). Nomenclatura química inorgánica. San Diego: Paperback. J. M. Dou, M. D. (2007). Formulación y nomenclatura química. Casals. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 144 Nomenclatura Química QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 145 NOMENCLATURA QUÍMICA La nomenclatura química es un conjunto de reglas y regulaciones que rigen la designación (la identificación o el nombre) de las sustancias químicas.(Bolaños & Bolaños, 2011). La notación química se muestra en la ilustración 42: Ilustración 42. Representación de una fórmula química. Fórmula química. Es la representación de los compuestos y está conformada por símbolos, subíndices y coeficiente. Símbolos. Es la representación simbólica de los elementos químicos. Subíndice. Es la representación numérica en la parte inferior de los símbolos y señala el número de átomos que se interviene en la fórmula. Coeficiente. Es el número escrito en la parte izquierda del compuesto y señala el número de moléculas que intervienen en una reacción química (Cesar, 2010). Clasificación de los elementos químicos Es indispensable conocer la clasificación de los elementos químicos de acuerdo a las valencias. No metales En la tabla 20 se indica los no metales, algunos de ellos se encuentran en todos los seres vivos en grandes proporciones como el carbono y el oxígeno. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 146 Tabla 20. Elemento, símbolo y valencia de los no metales. Valencia ±1 ±2 ±3 ±4 Yodo I Oxígeno O Nitrógeno N Carbono C Flúor F Azufre S Fósforo P Silicio Si Cloro Cl Selenio Se Arsénico As Germanio Ge Bromo Br Teluro Te Antimonio Sb Astato At Boro B Ciano Cn Metales de valencia variable Como se observa en la tabla 21, los metales de valencia variable se clasifican en: mono divalentes (+1, +2), mono trivalente (+1, +3), di trivalentes (+2, +3), di tetravalentes (+2, +4), tri tetravalentes (+3, +4), tri pentavalentes (+3, +5). Tabla 21. Elemento y símbolo de los metales de valencia variable. Valencia +1,+2 +1,+3 +2,+3 +2,+4 Cobre Cu Oro Au Hierro Fe Plomo Pb Mercurio Hg Talio Tl Níquel Ni Estaño Sn Cromo Cr Cobalto Co Manganeso Mn Valencia +3,+4 +3,+5 Cerio Ce Niobio Nb Paladio Pa Vanadio V Praseodimio Pr Tantalio Ta Metales de valencia fija Los metales de valencia fija son los más comunes en nomenclatura química. En la tabla 22 se indican los más importantes. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 147 Tabla 22. Elemento y símbolo de los metales de valencia fija. Valencia +1 +2 +3 +4 Hidrógeno H Calcio Ca Aluminio Hafnio Hf Litio Li Bario Ba Bismuto Iridio Ir Sodio Na Radio Ra Disproncio Osmio Os Potasio K Estroncio Sr Erbio Paladio Pd Rubidio Rb Zinc Zn Platino Pt Cesio Cs Magnesio Mg Zirconio Zr Francio Fr Berilio Be Titanio Ti Cadmio Cd Ronio Rh Renio Re Rutecio Ru Torio Th Praseodimio Pr Valencia +6 +7 Molibdeno Mo Tecnecio Tc Wolframio W Uranio U Compuestos químicos Los compuestos químicos se forman por la combinación de dos o más elementos, quienes comparten o donan electrones. Y estos pueden ser: binarios, ternarios y cuaternarios, como se detalla en la Ilustración 43. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 148 Ilustración 43. Compuestos químicos. Compuestos binarios Como su nombre lo indica, se forman por la combinación de dos elementos químicos, de acuerdo a la Ilustración 44, entre los compuestos binarios tenemos: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 149 Ilustración 44. Compuestos binarios. (Cesar, 2010) Existen diferentes nomenclaturas de un compuesto químico, las más importantes son tres: la tradicional o clásica, stock y sistemática (IUPAC) (Escobar, 2014). Nomenclatura tradicional o clásica: Se antepone el nombre representativo del compuesto más el nombre del metal. Si son metales de valencia variable, con la terminación: • oso (valencia menor) • ico (valencia mayor) Nomenclatura stock: Se antepone el nombre representativo del compuesto más el metal con su número de estado de oxidación en números romanos (Cesar, 2010). Nomenclatura sistemática (IUPAC): Se antepone el prefijo de acuerdo el número de átomos (tabla 23), el nombre representativo del compuesto más el nombre del metal (Bolaños & Bolaños, 2011). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 150 Tabla 23. Prefijos de la nomenclatura sistemática. Prefijo Mono Di Tri Tetra Penta Hexa Hepta # átomos 1 2 3 4 5 6 7 Hidruros metálicos Estos compuestos se forman por la combinación de un metal de valencia fija o variable más el hidrógeno que trabaja con valencia -1; como se indica en la ecuación 26. Metal+H-1 Ecuación 26. Formación de un hidruro metálico. Para nombrar Se antepone la palabra hidruro más el nombre metal, si es metal de valencia variable se utiliza la terminación: oso (valencia menor) o ico (valencia mayor) (Cesar, 2010). Se muestran algunos ejemplos en la tabla 24. Tabla 24. Hidruros metálicos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 151 Ácido hidrácidos Se forman por la combinación del hidrógeno que trabaja con valencia +1, más un no metal de la familia VIA y VIIA (ecuación 27) H+1+No metal Ecuación 27. Formación de un ácido hidrácido. Para nombrar Se antepone la palabra ácido más el nombre no metal terminado en hídrico, como se muestra en los ejemplos de la tabla 25. Tabla 25. Ácidos hidrácidos. Compuestos especiales del hidrógeno Se forman por la combinación de los no metales de la familia IVA y VA, más el hidrógeno que trabaja con valencia -1, como se indica en la ecuación 28. Ecuación 28. Formación de un compuesto especial del hidrógeno. Para nombrar Estos compuestos poseen nombres especiales en la nomenclatura tradicional. En la nomenclatura sistemática se antepone la palabra hidruro más el nombre del no metal, tal y como se muestra en los ejemplos de la tabla 26. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 152 Tabla 26. Compuestos especiales del hidrógeno. Óxidos Se forman por la combinación de metales de valencia fija o variable más el oxígeno que trabaja con valencia -2, como se indica en la ecuación 29. Ecuación 29. Formación de un óxido. Para nombrar Se antepone la palabra óxido más el nombre metal, si es metal de valencia variable se utiliza la terminación: oso (valencia menor) o ico (valencia mayor). En la tabla 27 se detallan varios ejemplos. Tabla 27. Óxidos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 153 Peróxidos Se forman por la oxidación de los óxidos metálicos de valencia I y II, según la ecuación 30. Ecuación 30. Formación del peróxido. Para nombrar Se antepone la palabra peróxido más el nombre metal, como se indica en la tabla 28. Tabla 28. Peróxidos. Óxidos salinos Se formar por la suma de los óxidos metálicos de valencia variable: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 154 Para nombrar Se antepone la palabra óxido salino más el nombre metal. Otra formar de nombrar estos compuestos es anteponiendo la palabra óxido más el nombre del metal con la terminación oso e ico, como se muestra en los ejemplos de la tabla 29. Tabla 29. Óxidos salinos. Sales halógenas, sales haloides o haluros no metálicos. Se forman la combinación de un metal más un no metal (ecuación 31) (Cesar, 2010). Metal+No metal Ecuación 31. Formación de haluros no metálicos. Para nombrar El no metal debe tener la terminación uro, más el nombre del metal; en la tabla 30 se muestran varios ejemplos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 155 Tabla 30. Haluros no metálicos. Compuestos no salinos. Se forman por la combinación de dos no metales (ecuación 32) (Chang, 2002). No metal+No metal Ecuación 32. Formación de haluros metálicos. Para nombrar El elemento más electronegativo tendrá la terminación de uro, más el nombre del otro no metal, según se indica en la tabla 31. Para definir la posición de los no metales en el compuesto la forma de nombrarlo, se ha de considerar el orden de electronegatividad que se muestra en la ilustración 45. Ilustración 45. Orden de electronegatividad de no metales Fuente: (Cesar, 2010). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 156 Tabla 31. Compuestos no salinos. Anhídridos Se forman por la combinación de un no metal más el oxígeno con valencia -2, como se muestra en la ecuación 33. Ecuación 33. Formación de un anhídrido. Para nombrar El nombre de los anhídridos depende de la familia a la que pertenece el no metal, y consecuentemente de la valencia con la que actúa; se coloca la palabra anhídrido, más el nombre del no metal con prefijos y/o terminaciones tales como hipo...oso, …oso, ico, per…ico. Las tablas 32, 33, 34 y 35 muestran las proporciones y la forma en que se nombran los anhídridos de las familias VIIA, VIA, VA e IVA respectivamente. Tabla 32. Proporciones de los anhídridos de la familia VIIA. 7A: Cl, Br, I (+1, +3, +5, +7) Clave Nombre 21 Anhídrido hipo________oso 23 Anhídrido ___________oso 25 Anhídrido ____________ico 27 Anhídrido per _________ico QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 157 Por ejemplo: Tabla 33. Proporciones de los anhídridos de la familia VIA. 6A: S, Se, Te (+4, +6) Clave Nombre 12 Anhídrido ___________oso 13 Anhídrido ____________ico Por ejemplo: Tabla 34. Proporciones de los anhídridos de la familia VA. 5A: N, P (+1, +3, +5, +7) As, Sb (+3, +5) Clave Nombre Clave Nombre 21 Anhídrido hipo______oso 23 Anhídrido _________oso 23 Anhídrido _________oso 25 Anhídrido __________ico 25 Anhídrido __________ico 27 Anhídrido per _______ico Por ejemplo: Tabla 35. Proporciones de los anhídridos de la familia IVA. 4A: C, Si (+4) Clave Nombre 12 Anhídrido ___________ico Por ejemplo: CO2 Anhídrido carbónico QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 158 En la tabla 36 se recoge algunos ejemplos de anhídridos, nombrados según la nomenclatura tradicional y sistemática. Tabla 36. Anhídridos. Compuestos ternarios Ácidos oxácidos Se forman por la combinación de los anhídridos más agua, según la ecuación 34. Ecuación 34. Formación de un ácido oxácido. Para nombrar De manera análoga a los anhídridos existen prefijos y terminaciones dependiendo de la familia a la que pertenezca el no metal; así como también las respectivas claves o proporciones que permiten escribir de manera sencilla el ácido. En las tablas 37-42, se muestra dichas relaciones y posibilidades para cada una de las familias de los no metales. Tabla 37. Proporciones de los ácidos oxácidos de la familia VIIA. VIIA: Cl, Br, I, N (+1, +3, +5, +7) Clave Nombre 111 Ácido hipo ________oso 112 Ácido ___________oso QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 159 113 Ácido ____________ico 114 Ácido per _________ico Por ejemplo: Tabla 38. Proporciones de los ácidos oxácidos de la familia VIA VIA: S, Se, Te (+4, +6) Clave Nombre 213 Ácido ___________oso 214 Ácido ____________ico Por ejemplo: Tabla 39. Proporciones de los ácidos oxácidos con una molécula de agua de la familia VA. VA: P (+1, +3, +5, +7) As, Sb (+3, +5) Anhídridos + Clave Nombre Clave Nombre 111 Ácido meta hipo________oso 112 Ácido meta____________oso 112 Ácido meta___________oso 113 Ácido meta____________ico 113 Ácido meta____________ico 114 Ácido meta per ________ico Por ejemplo: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 160 Tabla 40. Proporciones de los ácidos oxácidos con 2 moléculas de agua de la familia VA. VA: P (+1, +3, +5, +7) As, Sb (+3, +5) Anhídridos + Clave Nombre Clave Nombre 423 Ácido piro hipo________oso 425 Ácido piro ___________oso 425 Ácido piro ___________oso 427 Ácido piro ___________ico 427 Ácido piro ____________ico 429 Ácido piro per _______ ico Por ejemplo: Tabla 41. Proporciones de los ácidos oxácidos con 3 moléculas de agua de la familia VA. VA: P (+1, +3, +5, +7) As, Sb (+3, +5) Anhídridos + Clave Nombre Clave Nombre 312 Ácido orto hipo________oso 313 Ácido orto ___________oso 313 Ácido orto ___________oso 314 Ácido orto ____________ico 314 Ácido orto ____________ico 315 Ácido orto per _________ico Por ejemplo: Tabla 42. Proporciones de los ácidos oxácidos de la familia IVA. IVA: C, Si (+4) Clave Nombre 213 Ácido ___________ico 414 Ácido orto _________ico QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 161 Por ejemplo: En la tabla 43, se detallan varios ejemplos de ácidos oxácidos, nombrados mediante las tres nomenclaturas existentes. Tabla 43. Ácidos oxácidos. Hidróxidos Se forman por la combinación de los óxidos metálicos más agua, según se indica en la ecuación 35. Ecuación 35. Formación de un hidróxido. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 162 Para nombrar Se antepone la palabra hidróxido más el nombre del metal, si es metal de valencia variable se utiliza la terminación: oso (valencia menor) o ico (valencia mayor). Los ejemplos se detallan en la tabla 44. Tabla 44. Hidróxidos. Sales halógenas ácidas Se forman por la sustitución de un hidrógeno de los ácidos hidrácidos del segundo grupo por el metal de una base. Para nombrar El nombre del no metal termina en uro, se coloca la palabra ácido y se añade el nombre del metal, como se muestra en los ejemplos de la tabla 45. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 163 Tabla 45. Sales halógenas ácidas. Sales halógenas básicas Se forman por la sustitución parcial de los hidróxidos de las bases por los hidrógenos de los ácidos. Para nombrar El nombre del no metal termina en uro, se coloca la palabra básico y se añade el nombre del metal, como se muestra en los ejemplos de la tabla 46. Tabla 46. Sales halógenas básicas QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 164 Sales halógenas dobles Se forman por la sustitución de los hidrógenos de los ácidos hidrácidos por los metales de dos bases. Para nombrar El nombre del no metal termina en uro y se añade los nombres de los metales según el orden en el que se encuentren escritos en la fórmula, tal y como se indica en los ejemplos de la tabla 47. Tabla 47. Sales halógenas dobles Sales neutras de los oxácidos Se forman por la sustitución de los hidrógenos de los ácidos oxácidos por metales de las bases. Para nombrar Se cambia la terminación de los ácidos oxácidos: OSO por ITO e ICO por ATO, más el nombre del metal, según los ejemplos mostrados en la tabla 48. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 165 Tabla 48. Sales neutras de los oxácidos Sulfo, seleni y teluri sales neutras Se forman por la sustitución de los oxígenos de las sales neutras de los oxácidos por el azufre, selenio o el teluro (tabla 49). Tabla 49. Formación de un sulfo, seleni y teluri sales neutras. Sal neutra de los oxácidos + Azufre → Sulfosal Sal neutra de los oxácidos + Selenio → Selenisal Sal neutra de los oxácidos + Teluro → Telurisal Para nombrar Se antepone la palabra sulfo, seleni o teluro, de acuerdo a los ejemplos mostrados en la tabla 50. Tabla 50. Sulfo, seleni y teluri sales neutras QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 166 Radicales especiales En la tabla 51, se resumen varios radicales denominados especiales. Tabla 51. Radicales especiales. Compuestos cuaternarios Sales ácidas de los oxácidos Se forman por la sustitución parcial de los hidrógenos de los ácidos oxácidos por los metales de las bases. Para nombrar Se cambia la terminación de los ácidos oxácidos: OSO por ITO e ICO por ATO, se coloca la palabra ácido (un H,) di ácido (dos H), etc. y se añade el nombre del metal, como se muestra en los ejemplos de la tabla 52. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 167 Tabla 52. Sales ácidas de los oxácidos. Sales básicas de los oxácidos Se forman por la sustitución de los hidrógenos de los ácidos oxácidos por radicales de las bases. Para nombrar Se cambia la terminación de los ácidos oxácidos: OSO por ITO e ICO por ATO, se coloca la palabra básico (un OH,) di básico (dos OH), etc y se añade el nombre del metal, como se indica en la tabla 53. Tabla 53. Sales básicas de los oxácidos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 168 Sales dobles de los oxácidos Se forman por la sustitución de los hidrógenos de los ácidos oxácidos por los metales de dos bases. Para nombrar Se cambia la terminación de los ácidos oxácidos: OSO por ITO e ICO por ATO, y se añade el nombre de los metales en el orden en que se encuentran en la fórmula, tal y como se indica en los ejemplos de la tabla 54. Tabla 54. Sales dobles de los oxácidos. Sales mixtas de los oxácidos Se forman por la sustitución de los hidrógenos de dos ácidos oxácidos por un solo metal. Para nombrar Se coloca el nombre de los radicales en orden (de derecha a izquierda) cambiando la terminación de los ácidos oxácidos: OSO por ITO e ICO por ATO, y se añade el nombre del metal. Los ejemplos se detallan en la tabla 55. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 169 Tabla 55. Sales mixtas de los oxácidos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 170 Ejercicios propuestos 1. Escriba el nombre y clasifique los siguientes compuestos como: ácido, base o una sal. 2. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 171 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 172 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Atkins, P. W., Shriver, D. F., Overton, T. L., Rourke, J. P., Weller, M. T., & Armstrong, F. A. (2008). Química Inorgánica. McGraw-Hill, 153-158. Baldor, F. A., & Baldor, F. J. (2002). Nomenclatura Química Inorgánica. Selector. Blasco, V. (1997). Formulación y nomenclatura de química inorgánica y orgánica. Tebar Flores. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Arévalo, T. (2014). Magnitudes y unidades de medida. En Técnicas de PRL: seguridad en el trabajo e higiene industrial (págs. 206-221). Logroño: UNIR. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Silberberg, M. (2002). Química General (Segunda ed.). México: McGRAW-HILL. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Salcedo, L. A. Química. Lima: San Marcos. Pérez, A. G. (2007). Química I; Un enfoque constructivista. En G. Sánchez, & C. Rodríguez. México D.F: Pearson Educación. Petrucci, R. (2011). Química general principios y aplicaciones modernas. Madrid: Pearson Educación. Donald, B. S. (1983). Manual de química. México D.F: Iberoamérica. Sienko, M., & Plane, R. (1982). Química. Madrid: Aguilar. Shriver, F., Akins, W., & Langford, H. (1998). Química inorgánica. Barcelona: Reverté S.A. Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (1996). Química inorgánica básica. Limusa: Reimpresa. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 173 Rodríguez, X. (1995). Nomenclatura química inorgánica. San Diego: Paperback. J. M. Dou, M. D. (2007). Formulación y nomenclatura química. Casals. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 174 Reacciones Químicas y Métodos de Igualación QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 175 REACCIONES QUÍMICAS La reacción química se define como un conjunto de sustancias llamadas reactivos que se transforman en otras llamadas productos. Se puede evidenciar que sucedió la reacción química por el cambio de propiedades físicas y químicas (Bolaños & Bolaños, 2011). Cuando hablamos de reacciones químicas es necesario establecer el estado de la sustancia y las condiciones de la reacción. Simbología de una reacción química. En una reacción química se escribe en el lado izquierdo los reactivos y en lado derecho los productos (ilustración 46), separados mediante una flecha que representa la dirección de la reacción. Ilustración 46. Simbología de una ecuación. En una ecuación química siempre se debe especificar el estado físico de los elementos y las condiciones de presión y temperatura para que se produzca la reacción. Los estados físicos de los elementos se representan en el lado derecho del símbolo como subíndice, estos son: Sólido → (s) Liquido → (l) Gaseoso → (g) Acuoso → (ac) Precipitado → ↓ Liberado → ↑ Para las condiciones de la reacción se debe especificar si la reacción necesita calor (∆). Es importante recalcar que una reacción química puede realizarse en diferentes estados los elementos, así por ejemplo: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 176 En ciertas reacciones es necesaria la utilización de catalizadores que ayudan a acelerar o retardar la reacción, sin intervenir en ella como tal. Tipos de reacciones Las reacciones químicas se clasifican en rédox y no rédox. Reacciones no rédox. Son ecuaciones químicas de tipo no rédox aquellas en las que los estados de oxidación de los reactivos no cambian después de una reacción. Ejemplo: Reacciones rédox. Son ecuaciones químicas de tipo rédox aquellas en las que los estados de oxidación de los elementos cambian al pasar de reactivos a productos. Ejemplo: Como se puede apreciar en la reacción, existe un cambio de estado de oxidación de los dos elementos: el hidrógeno que en los reactivos se encuentra con estado de oxidación 0 pasa a +1, mientras que el yodo cambia de 0 a -1; por lo tanto, se dice esta reacción es rédox. Por otro lado, las reacciones rédox y no rédox se pueden también clasificar en otros subgrupos más, la ilustración 47, muestra dicha clasificación. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 177 Ilustración 47. Clasificación de las reacciones químicas Reacciones de combinación. La simbología de esta reacción es: A+B→AB Los reactivos se consumen por completo para formar un compuesto de la combinación de los dos. Son ejemplos de este tipo de reacciones, la formación de: ● Hidruros metálicos. ● Hidróxidos. ● Ácido. Reacciones de sustitución. La simbología de esta reacción es: El elemento de un compuesto sustituye a un elemento de otro compuesto. Esta clase de reacciones se puede apreciar en la formación de sales halógenas neutras, por ejemplo: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 178 Reacciones de doble sustitución. La simbología de esta reacción es: En este tipo de reacción dos de los elementos de un compuesto, son sustituidos por otros, ejemplo: sales halógenas neutras y sales oxisales neutras a partir de otras sales. Reacciones de neutralización. La simbología de esta reacción es: A partir de un ácido y base fuerte se forma una sal neutra. Por ejemplo: Reacciones por desplazamiento. Este tipo de reacciones se da por la sustitución de un metal de una sal por el hidrógeno de otra sal. Ejemplo: Reacciones por precipitación. Uno de los productos de la reacción es insoluble en la solución, por lo tanto se precipita. Por ejemplo: Reacciones por descomposición. La simbología de esta reacción es: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 179 Un compuesto complejo se descompone en compuestos más sencillos por medio de calor, u otro agente externo. Por ejemplo: IGUALACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS Los métodos más empleados para igualar ecuaciones químicas, son: • Método de tanteo o simple inspección. • Método Óxido- reducción. Método de tanteo Se iguala las ecuaciones químicas por el método tanteo cuando los estados de oxidación de los átomos no cambian al pasar de reactivos a productos o cuando la reacción química no es muy compleja. Para igualar una reacción química por tanteo se deben emplear los siguientes pasos: 1. Escribir correctamente las fórmulas de la reacción química. 2. Contar los átomos de los reactivos y los productos. Reactivos Elemento Productos 1 S 1 2 H 2 3 O 3 3. Si la ecuación no está igualada, primero igualar los metales, luego los no metales, en penúltimo lugar los hidrógenos y al final siempre los oxígenos. Se debe cambiar los coeficientes para que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. Nunca se debe cambiar un subíndice de una fórmula química. Ejemplos: Igualar las siguientes reacciones químicas. Ácido sulfúrico + hidróxido de potasio → Sulfato de potasio + agua. Escribir correctamente la reacción química. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 180 Contar los átomos de los reactivos y productos Reactivos Elemento Productos 1 K 2 1 S 1 2+1=3 H 2 4+1 =5 O 4+1=5 Igualar primero los metales, no metales, hidrógenos y al final los oxígenos Reactivos Productos 2 K 2 1 S 1 2+2=4 H 4 4+2 =6 O 4+2=6 Reacción igualada. 2. Cloruro de sodio + ácido sulfúrico → ácido clorhídrico + sulfato de sodio Escribir correctamente la reacción química No existe cambio en los estados de oxidación de los átomos. Contar los átomos de los reactivos y productos. Reactivos Elemento Productos 1 Na 2 1 S 1 1 Cl 1 2 H 1 4 O 4 Si la reacción química no se encuentra igualada, primero igualar primero los metales, no metales, hidrógenos y al final los oxígenos. ● Igualar el sodio. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 181 ● Igualar el cloro. ● Igualar el azufre. ● Igualar el hidrógeno. ● Igualar el oxígeno. (si existe el mismo número de oxígenos en los reactivos y productos, la reacción química esta igualada) Reactivos Elemento Productos 2 Na 2 1 S 1 2 Cl 2 2 H 2 4 O 4 Reacción igualada. Método óxido- reducción o Redóx. Para entender el método óxido- reducción es necesario conocer las siguientes definiciones: Oxidación: Un elemento se oxida cuando pierde electrones por lo tanto aumenta su estado de oxidación (ver ilustración 48). Reducción: Un elemento se reduce cuando gana electrones por lo tanto disminuye el estado de oxidación (ver ilustración 48). Agente oxidante: Es el elemento que se reduce, obligando a que el otro elemento se oxide. Agente reductor: Es el elemento que se oxida, obligando a que el otro elemento se reduzca. Ilustración 48. Recta de óxido- reducción. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 182 Procedimiento: Cuando dos elementos cambian de estados de oxidación. 1. Escribir correctamente la ecuación química. 2. Determinar los estados de oxidación de cada molécula. Si los estados de oxidación no cambian de los reactivos hacia los productos se puede igualar por tanteo. 3. Determinar los átomos que cambian sus estados de oxidación. 4. Escribir las semirreacciones. 5. Igualar las semireacciones y establecer el elemento oxidante y reductor, utilizando la recta de óxido- reducción se determinar el valor de oxidación o reducción contando los espacios de un valor a otro, así: Para: Como incrementa el estado de oxidación, el nitrógeno se oxida. En caso exista más de un átomo se debe multiplicar el número de átomos con los valores de oxidación y reducción, en este caso se tiene un valor de oxidación 3 del nitrógeno, pero existe dos átomos por lo tanto valor es 6. Para: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 183 Como disminuye su estado de oxidación, el oxígeno se reduce. En este caso se tiene un el valor de reducción del oxígeno de 2 pero existe dos átomos por lo tanto valor es 4. 6. Intercambiar los valores de oxidación y reducción entre sí, simplificar si es posible, los valores fueron 4 y 6, al simplificarlos quedaron 2 y 3. 7. Multiplicar los valores intercambiados en las semi reacciones. 8. Colocar dichos valores en la ecuación inicial y contar los átomos de los reactivos y productos. Reactivos Elemento Productos 4 N 4 12 H 12 6 O 6 9. Si la reacción no se igualó, primero igualar los metales, no metales, en penúltimo lugar el hidrógeno y al final los oxígenos. Ejemplos: 01. Igualar las siguientes reacciones químicas. Permanganato de Potasio + Bromuro de Bismuto + Ácido Sulfúrico → Bromo + Sulfato Manganoso + Sulfato de Bismuto + Sulfato de Potasio + Agua. Escribir correctamente la ecuación química. Determinar los estados de oxidación que cambiaron de los átomos. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 184 Escribir las semi reacciones, igualar e intercambiar los valores de oxidación y reducción. Multiplicar los valores en las semi reacciones. Colocar los números en la reacción Contar los átomos de los reactivos y productos Reactivos Elemento Productos 3 K 2 5 Bi 2 3 Mn 3 15 Br 5 1 S 7 2 H 2 16 O 29 Primero igualar los metales, no metales, hidrógeno y al final oxígeno. ● Igualar el potasio. ● Igualar el bismuto. ● Igualar el manganeso. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 185 ● Igualar el bromo. ● Igualar el azufre. ● Igualar el hidrógeno. ● Igualar el oxígeno. Contar los átomos de los reactivos y productos Reactivos Elemento Productos 6 K 6 10 Bi 10 6 Mn 6 30 Br 30 24 S 24 48 H 48 120 O 120 2. Cloruro de estroncio + permanganato de potasio + ácido fosfórico → cloruro molecular + fosfato de manganeso + fosfato de estroncio + fosfato de potasio + agua. Escribir correctamente la ecuación química. Determinar los estados de oxidación que cambiaron de los átomos. Escribir las semi reacciones, igualar y determinar los valores oxidación y reducción. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 186 Intercambiar los valores y multiplicar por las semi reacciones. Colocar los valores en la reacción química. Contar los átomos de los reactivos y productos. Reactivos Elemento Productos 15 Sr 15 6 Mn 6 6 K 3 1 P 4+2+1=7 30 Cl 30 3 H 2 24+4=28 O 16+8+4+1=29 Si no está iguala la reacción química primero igualar los metales, no metales, el hidrógeno y al final el oxígeno. ● Igualación del Sr ● Igualación del Mn ● Igualación del K ● Igualación del P ● Igualación del Cl ● Igualación del H QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 187 Reactivos Elemento Productos 15 Sr 15 6 Mn 6 6 K 6 16 P 4+10+2=16 30 Cl 30 48 H 48 88 O 88 Cuando tres o más elementos cambian sus estados de oxidación. Para igualar ecuaciones químicas que poseen tres o más elementos que cambian su estado de oxidación, se debe determinar las semi reacciones pertinentes y utilizar las siguientes reglas de acuerdo a las necesidades: • Cuando existen dos o más elementos que se oxidan y uno que se reduce se debe sumar los que se oxidan e intercambiar el valor con el que se reduce. • Cuando existen dos elementos que se oxidan y dos elementos que se reducen se debe sumar los que se oxidan y aparte sumar los que se reducen e intercambiar los valores predichos. Escribir correctamente la ecuación química. Determinar los estados de oxidación que cambiaron en los átomos. Escribir las semi reacciones. Se debe sumar los valores de las semi reacciones que se oxidan. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 188 Intercambiarlos valores de oxidación y reducción. Multiplicar los valores de oxidación y reducción en las semi reacciones. Colocar los valores en la reacción química. Contar los átomos de los reactivos y productos. Reactivos Elemento Productos 10 K 10 10 Mn 10 11 S 20 12 H 2 44 O 61 Igualar primero los metales, no metales, hidrógenos y al final los oxígenos • Igualar el potasio. • Igualar el manganeso. • Igualar el azufre. • Igualar el hidrógeno. • Igualar el oxígeno. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 189 Reactivos Elemento Productos 10 K 10 10 Mn 10 20 S 20 40 H 40 80 O 80 Ejemplo: Igualar la siguiente reacción química. Escribir correctamente la ecuación química. Determinar los estados de oxidación que cambiaron en los átomos. Escribir las semi reacciones, igualar y determinar los valores de oxidación y reducción. Sumar las semi reacciones que se oxidan Intercambiar los valores de oxidación y reducción. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 190 Multiplicar los valores en las semi reacciones. Escribir los valores en la ecuación inicial. Contar el número de átomos de los reactivos y productos. Reactivos Elemento Productos 63 K 63 5 Fe 5 30 C 30 43 Mn 43 164 Cl 164 30 N 30 164 H 164 172 O 172 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 191 Ejercicios propuestos 1. Calcio + fósforo → fosfuro de calcio 2. Calcio + agua → hidróxido de calcio + hidrógeno molecular. 3. Magnesio + nitrógeno molecular → nitruro de magnesio 4. Calcio + ácido nítrico → nitrato de calcio + Óxido de di nitrógeno + agua 5. Fosforo + ácido nítrico → ácido fosfórico + di óxido de nitrógeno + agua 6. Calcio + ácido nítrico → nitrato de calcio + nitrato de amónico + agua 7. Cloruro férrico + sulfuro de sodio→ azufre + sulfuro ferroso + cloruro de sodio 8. Cloruro férrico + carbonato de sodio + agua → hidróxido férrico + dióxido de carbono + cloruro de sodio 9. Cloruro de litio + permanganato de potasio + ácido sulfúrico → cloro molecular + sulfato de manganoso + sulfato de potasio + agua 10. Ácido nitroso+ permanganato de potasio + ácido sulfúrico → ácido nítrico + sulfato de manganeso + sulfato de potasio + agua 11. Dicromato de potasio + cloruro ferroso + ácido clorhídrico → cloruro de potasio + cloruro crómico + cloruro férrico + agua 12. Carbonato de sodio + ácido nítrico → nitrato de sodio + dióxido de carbono + agua 13. Cobre + Óxido de mono nitrógeno → Óxido cuproso + nitrógeno molecular 14. Sulfuro plumboso + agua oxigenada → sulfato plúmbico + agua 15. Cloruro de litio + permanganato de potasio + ácido sulfúrico → cloruro molecular + sulfato de manganeso + sulfato de potasio + sulfato de litio + agua QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 192 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Albarrán-Zavala, E. (2008). El potencial redox y la espontaneidad de las reacciones electroquímicas. Latin-American Journal of Physics Education, 2(3), 32. Brown, T. L., LeMay Jr, H. E., Bursten, B. E., & Burdge, J. R. (2004). Química. Pearson Educación. Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Arévalo, T. (2014). Magnitudes y unidades de medida. En Técnicas de PRL: seguridad en el trabajo e higiene industrial (págs. 206-221). Logroño: UNIR. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Silberberg, M. (2002). Química General (Segunda ed.). México: McGRAW-HILL. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Salcedo, L. A. Química. Lima: San Marcos. Pérez, A. G. (2007). Química I; Un enfoque constructivista. En G. Sánchez, & C. Rodríguez. México D.F: Pearson Educación. Petrucci, R. (2011). Química general principios y aplicaciones modernas. Madrid: Pearson Educación. Donald, B. S. (1983). Manual de química. México D.F: Iberoamérica. Sienko, M., & Plane, R. (1982). Química. Madrid: Aguilar. Shriver, F., Akins, W., & Langford, H. (1998). Química inorgánica. Barcelona: Reverté S.A. Cotton, F. A., & Wilkinson, G. (1996). Química inorgánica básica. Limusa: Reimpresa. Rodríguez, X. (1995). Nomenclatura química inorgánica. San Diego: Paperback. J. M. Dou, M. D. (2007). Formulación y nomenclatura química. Casals. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 193 Estado Gaseoso QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 194 ESTADO GASEOSO En el capítulo 2 se describió las propiedades generales de los gases entre las que se destaca: sus partículas son pequeñas con espacios intermoleculares grandes pudiendo desplazarse aleatoriamente; son compresibles; no poseen forma ni volumen definido, se adaptan al recipiente que los contiene ocupando el mayor espacio disponible, es decir, se difunden con facilidad, inclusive unos en otros; poseen densidades relativamente bajas en comparación con sólidos y líquidos. De manera puntual son cuatro los parámetros que determinan el comportamiento de un gas: • Temperatura (T) • Presión (P) • Volumen (V) • Cantidad-mol (n) En capítulos anteriores, de cierta manera, se ha estudiado ya las propiedades: temperatura, volumen y cantidad de sustancia; es importante definir entonces la presión (Petrucci, Harwood, & Herring, Química General, 2003) Presión La presión se define como la fuerza por unidad de área (ecuación 36), para el caso de los gases constituye la fuerza que ejercen las moléculas al colisionar unas con otras y con el recipiente que los contiene. La unidad de la presión en el SI el Pascal (Pa); sin embargo, existe otras unidades comunes como las atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg) o torr (Torr) (McMurry, & Fay, 2009). Ecuación 36. Presión. En la tabla 56, se resume los factores de conversión empleados en cuanto a presión: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 195 Tabla 56. Conversión de unidades de presión. 1 atm = 760 mmHg 1mmHg = 1 Torr 1 atm = 14,7 psi 1 atm = 1, 01325 x105 Pa 1 atm = 1, 013 bares Existen condiciones de presión, temperatura y volumen (ver tabla 57) empleadas como referencia, a las que se ha denominado Condiciones Normales: Tabla 57. Condiciones normales. Condiciones normales P= 1 atm T= 0°C V = 22,4 L= 1mol de gas Leyes de los gases A lo largo de varios siglos científicos como Boyle, Gay- Lussac, Charles, entre otros, llevaron a cabo un sin número de experimentos que permitieron desarrollar lo que hoy se conoce como Leyes de los gases; que son expresiones matemáticas en base a las cuales se puede determinar el comportamiento macroscópico de los gases bajo ciertas condiciones de presión, temperatura, volumen y moles; ya sea que todas éstas sean variables o que unas permanezcan constantes y las restantes varíen. (Silberberg, 2002). A continuación, se describen dichas leyes. Ley de Boyle Conocida también como Ley Isotérmica, establece la relación entre la presión y el volumen de un gas, si la temperatura y los moles permanecen constantes: “El volumen de una determinada cantidad de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión” (ecuación 37) (Escobar, 2014). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 196 Ecuación 37. Relación volumen- presión. Es decir, a mayor presión menor volumen y viceversa. La expresión matemática que rige esta ley, considerando una condición inicial (1) y una final (2) para el mismo gas, es la ecuación 38: Ecuación 38. Ley de Dalton. Ejemplo Una masa de nitrógeno ocupa un volumen de 3,5 ft3 ejerciendo una presión de 750 mmHg, determinar el volumen que tendría si la presión se incrementará hasta 630 mmHg, a temperatura constante. Datos: V1 = 3,5 ft 3 P1= 750 mmHg P2 = 630 mmHg V2 =? Solución: La respuesta es razonable según la ley de Boyle, ya que a menor presión (P2 < P1), mayor volumen (V2 > V1). Ley de Charles Denominada también Ley Isobárica, determina la relación existente entre el volumen y la temperatura de un gas si se mantienen constantes la presión y el número de moles: “A presión constante, el volumen de una cantidad fija de gas, es directamente proporcional a su temperatura” (ecuación 39) (Escobar, 2014) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 197 Ecuación 39. Relación volumen- temperatura. Es decir, a mayor temperatura, mayor volumen y viceversa; es importante señalar que dicha relación es respecto a la temperatura absoluta; por lo tanto, para los cálculos se debe emplear la escala Kelvin. Si se considera condiciones iniciales (1) y finales (2), la expresión matemática para esta ley, se representa en la ecuación 40. Ecuación 40. Ley de Charles. Ejemplo Se infla un globo en una habitación con calefacción a 26°C, hasta alcanzar un volumen de 1,25 L; si tanto la cantidad de aire como la presión permanecen constantes, calcular el volumen que tendrá el globo si se saca fuera de la habitación en un invierno a -5 °C. Datos: T1 = 26 °C = 299,15 K V1 = 1,25 L T2 = -5°C = 268,15 K V2 =? Solución: Según lo establecido por Charles, la respuesta obtenida es correcta, ya que a menor temperatura (T2 < T1) menor volumen (V2 < V1). QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 198 Ley de Gay-Lussac Conocida también como Ley Isovolumétrica, pues se mantiene constante el volumen y el número de moles, estableciendo la relación entre la presión y la temperatura de un gas: “La presión de una determinada cantidad de gas a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta” (ecuación 41) (Escobar, 2014) Ecuación 41. Relación presión- temperatura. Lo que significa que, si se incrementa o disminuye la temperatura de un gas, aumentará o disminuirá también su presión de manera proporcional. La ecuación 42 representa la expresión matemática que rige esta ley, considerando una condición inicial (1) y una final (2). Ecuación 42. Ley de Gay- Lussac. Ejemplo Se almacena un gas en un tanque a una presión de 700 mmHg y una temperatura de 25°C; si el tanque se traslada a una bodega cuya temperatura es de 18 °C, determinar la presión que tendrá el tanque allí. Datos: P1= 700 mmHg T1 = 25 °C = 298,15 K T2 = 18 °C = 291,15 K P2 =? Solución: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 199 La respuesta es razonable según la ley de Gay-Lussac, debido a que a menor temperatura (T2 < T1), el gas ejercerá menor presión (P2 < P1). Ley de Avogadro Establece la relación entre el volumen y la cantidad (moles) de gas, si la temperatura y presión se mantienen constantes: “A temperatura y presión constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles” (ecuación 43) (Escobar, 2014). Ecuación 43. Relación volumen- moles. Es decir, por ejemplo, si el número de moles de un determinado gas se duplicara, el volumen se duplicaría también. Considerando condiciones iniciales (1) y finales (2), la expresión matemática para esta ley, se muestra en la ecuación 44: Ecuación 44. Ley de Avogadro. Donde los moles (n), se pueden determinar al dividir la masa en gramos del gas (m) para su peso molecular (PM), según la ecuación 45. Ecuación 45. Número de moles. Ejemplo Determinar el volumen que ocupará 50 g de dióxido de carbono (CO2), si con 110 g se llena un recipiente de 600 mL. Considerar temperatura y presión constantes. Datos: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 200 Solución: Se calcula n1 y n2 del CO2: Aplicando la ley de Avogadro: Como la relación es directa, la repuesta es lógica, debido a que a menor número de moles (n1 < n2), menor volumen necesario (V1 < V2). Ley combinada de los gases Hasta aquí se ha estudiado el comportamiento de los gases considerando un par de parámetros variables y manteniendo constante los dos restantes; la ley combinada de los gases resulta de la combinación de las leyes de Boyle y Charles, y permite determinar el comportamiento de una cantidad fija de gas (n = constante) en situaciones en las que existe variación simultánea de los tres factores: temperatura, presión y volumen (T, P, V= variables). La ley establece que: “Para una cantidad fija de gas, el volumen vario directamente con la temperatura e inversamente con la presión” (ecuación 46) (Escobar, 2014). Ecuación 46. Ley de Dalton. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 201 Esta expresión matemática permite aplicar dicha ley, si se considera una condición inicial (1) y una final (2). Ejemplo Se recogen 510 cm3 de oxígeno a 24 °C y 790 mmHg, calcular el volumen que ocupará dicho gas en condiciones normales de presión y temperatura. Datos: V1 = 510 cm 3 T1 = 24 °C = 297,15 K P1 = 790 mmHg V2=?  T2 = 0°C = 273,15 K P2= 1 atm = 760 mmHg Solución: Recolección de gases sobre líquidos Una de las aplicaciones más empleadas de la Ley combinada de los gases, es la recolección de gases en presencia de un líquido (generalmente agua) o en un ambiente húmedo; la presión total ejercida por el gas (PT) se determina sumando la presión del gas seco (Pgas-seco) con la presión de vapor del líquido (Pv) (Escobar, 2014), este último dato depende de la temperatura y se encuentra tabulado. Ecuación 47. Recolección de gases sobre líquidos. Ejemplo Se recolecta 750 mL de nitrógeno sobre agua a 680 mmHg y 22°C. Determinar el volumen del gas seco a 30 °C y 720 mmHg. La presión de vapor de agua a 22°C es 19,8 mmHg. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 202 Datos: V1 = 750 mL P1 = 680 mmHg T1 = 22°C = 295,15 K V2 (gas seco) = ? P2 = 720 mmHg T2 = 30°C = 303,15 K Pv-agua (22°C) = 19,8 mmHg Solución: Se calcula primero la presión del gas seco (P1): Aplicando la ley combinada de los gases, se determina el volumen del gas seco (V2): Ecuación general de los gases ideales La ecuación de los gases ideales conocida también como ecuación de estado, resulta de la combinación de las leyes de: Boyle, Charles y Avogadro; establece una relación matemática que permite determinar el comportamiento de un gas cuando los cuatro parámetros: presión (P), temperatura (T), volumen (V) y cantidad de gas (n) son variables. “El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de gas y a la temperatura absoluta, e inversamente proporcional a la presión.” (Escobar, 2014) Dicho enunciado se puede representar matemáticamente según la ecuación 48. P V=n R T Ecuación 48. Ley de gases ideales. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 203 Donde R es una constante de proporcionalidad denominada constante universal de los gases y tiene un valor de 0,0821 atm·L / K·mol; por lo tanto, las unidades de P, V, n y T deberán ser atm, L, mol y K respectivamente, para que sean concordantes con las de R. Sin embargo, R puede tener unidades diferentes tales como: 63,36 Torr·L/ K·mol; 8,314 kPa·dm3/ K·mol. Si se reemplaza n por su equivalencia , la ecuación de estado resulta: Ejemplos Determinar el volumen necesario para recolectar 8,5 g de monóxido de carbono (CO) a una presión de 732 mmHg y 32 °C. Datos: Solución: Se calcula los moles correspondientes a 8,5 g: Aplicando la ecuación de estado: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 204 Si se sabe que 650 mL de cierto gas pesan aproximadamente 1,22 g en condiciones normales de presión y temperatura. ¿Cuál es su peso molecular aproximado? Datos: V= 650 mL = 0,65 L mgas = 1,22 g P= 1 atm T= 0 °C = 273,15 k R= 0,0821 atm L/ K mol Solución: Densidad de un gas En el primer capítulo se definió la densidad de un sólido o líquido, como la relación entre la masa y volumen (ρ=m/V), para el caso de los gases no se puede emplear dicha ecuación, debido a que la densidad depende de la presión y temperatura. La expresión matemática que permite calcular la densidad de un gas (ecuación 49), se obtiene partiendo de la ecuación de los gases ideales, como sigue a continuación: Despejando la densidad: Ecuación 49. Densidad de un gas QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 205 Considerando una condición inicial (1) y una final (2), para el mismo gas, la densidad es directamente proporcional con la presión e inversamente proporcional con la temperatura (ecuación 50); mientras que, con el volumen varía de manera inversa (ecuación 51). (Escobar, 2014) Ecuación 50. Relación densidad-temperatura-presión Ecuación 51. Relación densidad-volumen Ejemplo Determinar la densidad del amoniaco (NH3) si se sabe que a 24°C ejerce una presión de 1,05 atm. ¿Cuál será su densidad en condiciones normales de presión y temperatura? Datos: Solución: Se calcula la densidad del amoniaco a las condiciones iniciales (1): La densidad del gas en condiciones normales (2) es: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 206 Ley de Dalton Conocida también como Ley de las Presiones Parciales, permite determinar el comportamiento de una mezcla gaseosa a temperatura y volumen definidos: “A temperatura y volumen constante, la presión total de una mezcla gaseosa (PT), es igual a la sumatoria de las presiones parciales de los gases que la componen” (ecuación 52). (Escobar, 2014) Ecuación 52. Ley de Dalton. Presión Parcial  presión que ejerce un gas, como si éste se encontrara solo en el recipiente. Según Dalton, el número total de moles de una mezcla de gases (nT), resulta también de la sumatoria de los moles de cada componente, según la ecuación 53. Ecuación 53. Moles totales. Al relacionar los moles de cada gas (ni) con los moles totales (nT) (ecuación 54), se introduce un nuevo parámetro denominado fracción molar (xi): Ecuación 54. Fracción molar. Donde: ∑xi=1 Así, para determinar la presión parcial de un gas (pi) presente en una mezcla, se emplea la expresión matemática que relaciona la fracción molar (xi) con la presión total de la mezcla (PT), según la ecuación 55. Ecuación 55. Presión parcial. A partir de esta ecuación se puede calcular la composición porcentual de la mezcla gaseosa, según la ecuación 56. Ecuación 56. Composición porcentual- relación presión QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 207 Ejemplos En un contenedor se mezcla dos gases X y Z, cuyas presiones parciales son 200 Torr y 325 Torr respectivamente. Calcular la presión total en el contenedor, en atmósferas, si la temperatura permanece constante. Datos: pX = 200 Torr pY = 325 Torr PT = ? Solución: Un matraz de 1 L contiene una mezcla de 0,5 moles de A, 1,3 moles de B y 0,8 moles de C; si se sabe que la presión total ejercida es de 650 mmHg, determinar las presiones parciales de cada gas y su composición porcentual. Datos: V= 1L nA = 0,5 mol nB = 1,3 mol nc = 0,8 mol PT = 650 mmHg PA, PB, PC = ? %xA, %xB, %xc =? Solución: Se calcula los moles totales y las fracciones molares de cada gas: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 208 Las presiones parciales son: La composición porcentual de cada gas es: Ley de Amagat La ley de Amagat establece que, a temperatura y presión constantes, el volumen total de una mezcla gaseosa (VT), se obtiene al sumar los volúmenes de cada gas componente (Vi) (ecuación 57) (Gray & Haight, 2003) Ecuación 57. Volumen total. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 209 Se puede determinar la presión parcial de cada gas (pi), en función de los volúmenes, empleando la fracción en volumen (vi), de manera análoga a la fracción molar, como se muestra en las ecuaciones 58 y 59 Ecuación 58. Fracción en volumen Donde: ∑vi=1 Por lo tanto: Ecuación 59. Presión parcial (fracción en volumen) A partir de esta ecuación se puede calcular el porcentaje de fracción en volumen de la mezcla gaseosa, según la ecuación 60. Ecuación 60. Porcentaje de fracción en volumen. Ejemplo Determinar el volumen que los gases A y B ocupan si se conoce que el volumen total es de 250 mL y sus presiones parciales son 0,83 atm y 1,25 atm respectivamente. La mezcla ejerce una presión total de 2 atm y permanece a temperatura constante Datos: pA = 0,83 atm pB = 1,25 atm PT = 2 atm VT = 250 mL VA =? VB =? Solución: Se determina las fracciones en volumen y posteriormente los volúmenes para cada uno de los gases: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 210 Ley de Graham Conocida como Ley de Difusión gaseosa, establece que: “A presión y temperatura constantes, las velocidades de difusión de dos gases, resultan inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus densidades y sus pesos moleculares” (ecuación 61) (Escobar, 2014). Ecuación 61. Ley Graham. Ejemplo Determinar la velocidad promedio a la que se difunde una molécula de dióxido de carbono (CO2), si se sabe que a las mismas condiciones de presión y temperatura una molécula de monóxido de carbono (CO) se difunde aproximadamente a 3,78 x103 cm/s. Datos: vCO = 3,78 x10 3 cm/s vCO2 =? PMCO = 28 g/mol PMCO2 = 44 g/mol QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 211 Solución: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 212 Ejercicios resueltos Dos tanques de almacenamiento de 500 mL y 350 mL contienen hidrógeno a 830 mmHg y oxígeno a 415 mmHg respectivamente; si se abre la llave que los conecta y se mezcla su contenido, determinar la presión total de la mezcla y el porcentaje en volumen de cada gas. Considerar temperatura constante. Datos: Solución: Se considerará como condiciones iniciales (1), cuando los gases se encuentran en cada uno de sus contenedores (sin abrir la llave), como se muestra en el esquema. Las condiciones finales (2) serán las de la mezcla (con la llave abierta). •El volumen de la mezcla, será: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 213 •Como se tiene temperatura constante, se puede aplicar la Ley de Boyle para determinar las presiones parciales que ejercerá cada uno de los gases en la mezcla: Para el Hidrógeno: Para el Oxígeno: •Aplicando la Ley de Dalton, se obtiene la presión total de la mezcla, de la sumatoria de las presiones parciales de cada gas: •Para determinar el porcentaje en volumen de cada gas en la mezcla, según Amagat se tiene que: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 214 2. Un tanque nuevo de óxido nitroso contiene 12 kg de este gas a una presión de 2,5x108 Pa; si luego de un tiempo de uso, la presión disminuye a 1,75x105 Pa. ¿Cuánto óxido nitroso queda aún disponible? Considere temperatura constante. Datos: m1 = 12 kg P1= 1,5x10 6 Pa P2 = 1,75x10 5 Pa m2 =? Solución: •Partiendo de la ecuación de estado, y despejando la temperatura: •Considerando las condiciones del tanque nuevo como iniciales (1), y una vez que el gas ha sido usado como como condiciones finales (2): •Como se tiene temperatura constante T1 = T2, se iguala las ecuaciones 1 y 2; donde V1=V2 (porque es el mismo tanque), PMgas= cte (porque es el mismo gas), R= cte: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 215 •Por lo tanto la masa de gas que queda en el tanque es: 3. En un laboratorio se llevó a cabo una reacción entre el bicarbonato de sodio y vinagre, produciendo acetato de sodio, agua y dióxido de carbono, como se muestra en la reacción: NaHCO3 + C2H4O2  NaC2H3O2 + H2O + CO2 (g) El dióxido de carbono resultante, se recogió sobre agua a 26°C (Pv = 25,1 mmHg) obteniendo un volumen aproximado de 375 cm3. Calcular la presión del gas seco, si se sabe que en condiciones normales el gas ocupó un volumen de 250 cm3. Datos: T1= 0 °C= 273,15 K P1 = 1 atm = 760 mmHg V1 = 250 cm 3 T2 = 26 °C =299,15 K V2 = 375 cm 3 P2 =? (gas seco) Pv-agua (26 °C) = 25,1 mmHg Solución: •Aplicando la ley combinada de los gases: •La presión del gas seco es: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 216 Un recipiente de 2L cuya temperatura es de 20°C contiene una mezcla dos gases: A y B, que ejercen una presión total de 800 mmHg. Calcular la masa del gas A (PM= 44 g/ mol), si se sabe que hay 1,2 g de B (PM= 28 g/mol). ¿Cuáles son las presiones parciales de cada gas? Datos: V = 2 L T= 20 °C = 293,15 K P= 800 mmHg = 1,05 atm R= 0,0821 atm L/ K mol PMA = 44 g/mol mB = 1,2 g PMB = 28 g/mol mA=? pA =? PB =? Solución: •Aplicando la ecuación de estado, se obtienen los moles totales de la mezcla: •Se calcula los moles del gas B •Los moles del gas A resulta al restar los moles de B de los moles totales QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 217 •Se determina la masa de A mediante la fórmula para el cálculo de los moles: •Para el cálculo de las presiones parciales, se determina las fracciones molares de cada gas y se multiplica por la presión total: 5. Un recipiente contiene una mezcla de kriptón y helio. Determine la fracción molar del kriptón si se sabe que la masa en gramos de ambos gases son las mismas. Datos: mKr = mHe PMKr= 84 g/mol PMHe= 4 g/mol xKr =? Solución •Partiendo de las expresiones de fracción molar 1 y número de moles 2 y combinando ambas, resulta: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 218 Despejando la masa (mi): •Aplicando la ecuación 3 para cada gas, se tiene que: •Como mKr = mHe, se iguala: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 219 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Una muestra 6.5L de metano ejerce una presión de 1,15 atm. Si la temperatura permanece constante. ¿Cuál es la presión del gas en psi si el volumen se reduce a 3 L? 2. Calcular los gramos de nitrógeno (N2) necesarios para presurizar un reactor de 3 L, si se sabe que 30 moles del mismo gas fueron empleadas para un reactor de 5000 mL. Considerar temperatura y presión constantes. 3. En un tanque existe 98 g de monóxido de carbono (CO) y 35 g de oxígeno (O2). Determinar las presiones parciales que ejercen dichos gases, considerando que la presión total es de 900 mmHg. 4. Un recipiente de 150 L diseñado especialmente para gases, contiene 0,76 kg de kriptón; determine su presión si se mantiene a una temperatura de 18°C. 5. Calcular la densidad del monóxido de dinitrógeno, conocido como el gas de la risa, en condiciones normales de presión y temperatura. 6. Un estudiante desea crear una atmósfera inerte para llevar a cabo una reacción, para lo cual emplea una mezcla de 300 cm3 de nitrógeno, 325 cm3 de argón y 150 cm3 de helio, obteniendo una presión total de 18 psi. Determinar las presiones parciales que ejercen dichos gases. 7. 13200 mL de nitrógeno se encuentran a 70°C, determinar el volumen en litros de dicho gas si la temperatura se reduce a la mitad, a presión constante. 8. Cuando un gas, cuyas condiciones iniciales son 2,70 atm y 80°C, se expande hasta un volumen final de 520 mL, alcanza una temperatura y presión de 50 °C y 1,90 atm respectivamente. Determinar el volumen inicial y las moles de dicho gas. 9. Un gas “X” ocupa un volumen de 225mL a condiciones normales. Calcule el volumen de gas seco que se obtendría si se recoge sobre agua la misma cantidad a 30 °C y 830 mmHg. La presión de vapor del agua a 30°C es 31,5 mmHg. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 220 10. En un laboratorio hay dos recipientes: uno de 8L que contiene cierto gas, y otro vacío de 5 litros; un estudiante trasladó el contenido al recipiente vacío, perdiendo aproximadamente 8 gramos de dicho gas. ¿Cuál es la masa del gas que se tenía inicialmente? Considerar temperatura y presión constantes 11. Un tanque diseñado para contener gases a alta presión, tienen una capacidad de 2 ft3 y pesa 175 libras; se llena con nitrógeno a una presión de 2500 psi a 24 °C. Del peso total del tanque lleno, ¿qué porcentaje corresponde únicamente al gas? 12. En cierto experimento de laboratorio se requiere que, al mezclar hidrógeno y dióxido de carbono puros, sus presiones parciales sean iguales. Si se dispone de 250 g de hidrógeno, ¿cuántos gramos de dióxido de carbono se necesita? 13. A una temperatura “x” las densidades del etano (P=1418,67 mmHg) y del aire (P=1520 mmHg) son iguales. Calcular el peso molecular del etano, si se conoce que 1 mol de aire pesa 28 g. 14. Determinar las presiones parciales de los gases que forman parte de 5 gramos aire si su composición volumétrica es: 78% de N2, 21% de O2 y 1 % de Ar; y se encuentra en un recipiente de 3 litros a una temperatura de 20 °C. (PMaire = 29 g/mol). 15. Un recipiente de 10 L contiene una muestra de 0.01102 libras de dióxido de carbono sólido, conocido comúnmente como hielo seco; calcular la presión en psi del recipiente a 30°C, temperatura a la cual todo el hielo seco se ha convertido dióxido de carbono gaseoso. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 221 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Anderson, H. V., & Loredo, C. V. (1967). Operaciones fundamentales del cálculo ………… . químico. Continental. Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). QUÍMICA ELEMENTAL. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Brown, T. L., LeMay Jr, H. E., Bursten, B. E., & Burdge, J. R. (2004). Química. Pearson Educación. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Garritz, A. (2011). Química universitaria. México. Pearson Education. Gray, H., & Haight, G. (2003). Principios básicos de Química. España: Reverté. Hein, M., Arena, S., & Hidalgo, C. (2001). Fundamentos de química. México: International Thomson Ibarz, J. (1954). Problemas de Química General. Barcelona: Editorial Marín S.A. McMurry, J. E., & Fay, R. C. (2009). Química General. México: Pearson Educación. Perry, R. H., Green, D. W., & Maloney, J. O. (2001). Manual del ingeniero químico. McGraw-Hill. Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2003). Química General (Octava ed.). Madrid: PEARSON EDUCATION S.A. Reboiras, M. D. (2006). Química: la ciencia básica. Editorial Paraninfo. Sorum, C. H., & Boikess, R. S. (1999). Cómo resolver problemas de química general. Paraninfo Whitten, K. W., Davis, R. E., Peck, M. L., & Peck, M. L. (2000). Química General. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 222 Estequiometría QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 223 Estequiometría ESTEQUIOMETRIA La palabra estequiometria proviene del griego stoicheion que significa parte o elemento y metron que significa medida; siendo así, el estudio de los aspectos cuantitativos de las fórmulas y reacciones químicas (reactivos y productos); es decir, implica la determinación o predicción de cantidades de sustancias necesarias, consumidas o producidas a partir de una ecuación química balanceada. Dicho de otra manera, sabiendo qué hay en una fórmula o reacción química, a través de la estequiometria se determina cuánto. (Silberberg, 2002) En los cálculos estequiométricos es fundamental partir de una reacción química balanceada, pues ésta proporciona información importante sobre cantidades de reactivos y productos, para ello se pueden emplear los métodos de igualación estudiados previamente. Para el análisis de la información que proporciona una reacción balanceada, considere la reacción entre el óxido férrico (Fe2O3) y monóxido (CO) de carbono para producir hierro metálico (Fe) y dióxido de carbono (CO2): Esta ecuación química balanceada muestra que 1 mol de Fe2O3 reacciona con 3 moles de CO para producir 2 moles de Fe y 3 moles de CO2; o, dicho de otra manera, se requiere 3 moles de CO por cada mol de Fe2O3 para obtener 2 moles de Fe y 3 de CO2. Como se conoce la masa molar de los reactivos y productos la reacción se puede interpretar también de la siguiente manera: 159,68 g de reaccionan con 84 g de CO, obteniendo 111,68 g de Fe y 132 g de CO2. La tabla 58 resume dichas interpretaciones. (Chang, 2002) Tabla 58. Interpretación de una reacción química balanceada QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 224 Fórmula empírica y molecular Fórmula empírica o mínima (FE) La fórmula empírica de un compuesto químico permite conocer cuáles son sus elementos constituyentes y la proporción mínima entre ellos, expresada con los números enteros más pequeños posibles. (Bolaños & Bolaños, 2011) Fórmula molecular (FM) La fórmula molecular de un compuesto químico, además de mostrar sus elementos constituyentes, proporciona información sobre el número real de átomos en una molécula de dicho compuesto. (Bolaños & Bolaños, 2011) En la tabla 59, se puede observar algunos ejemplos de la formula empírica y molecular. Tabla 59. Fórmula empírica y molecular. Compuesto Fórmula empírica Información que proporciona Fórmula molecular Información que proporcio- na Peróxido de hidrógeno HO El compuesto posee un átomo de H por cada átomo de O, es decir, la proporción es 1:1 H2O2 En una molécula del compues- to existe realmente 2 átomos de H y 2 átomos de O Glucosa CH2O El compuesto posee dos átomos de H por cada átomo de C y O, es decir, la pro- porción es 1:2:1 C6H12O6 En una molécula del compues- to existe realmente 6 átomos de carbono, 12 átomos de H y 6 átomos de O Hidracina NH2 El compuesto posee un átomo de N, por cada 2 átomos de H, es de- cir, la proporción es de 1:2 N2H4 En una molécula del compues- to existe realmente 2 átomos de N y 4 átomos de H QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 225 Agua H2O El compuesto posee dos átomos de H, por cada átomo de O, es decir, la pro- porción es de 2:1 H2O La FE=FM En una molécula del compues- to existe 2 átomos de H y un átomo de O. Monóxido de carbono CO El compuesto posee 1 átomo de C por cada átomo de O CO La FE=FM En una molécula del compues- to existe 1 átomo de C y un átomo de O. Como se evidencia en los dos últimos ejemplos de la tabla 13, hay compuestos químicos en los que la fórmula empírica coincide con la fórmula molecular; en los demás casos se aprecia que la fórmula molecular es un número múltiplo entero de la fórmula mínima. Determinación de fórmulas empíricas La fórmula empírica (FE) de un compuesto químico se puede determinar siguiendo el procedimiento que se detalla a continuación: 1. Se parte con los datos de masa en gramos de cada elemento que constituye el compuesto; de tener dicho dato en porcentaje se transforma a gramos empleando la masa total o en su defecto tomando como base de cálculo 100 g. 2. Registrar los pesos atómicos de los elementos implicados (datos obtenidos de la tabla periódica). 3. Determinar el número relativo de moles (#rm), dividiendo la masa de cada elemento para su respectivo peso atómico, según la ecuación 62. Ecuación 62. Número relativo de moles. 4. Calcular el número relativo de átomos (#ra), dividiendo cada #rm para el menor de ellos. 5. Si el resultado obtenido no es un número entero, multiplicar por un factor (2, 3, 4, etc.) hasta que todos sean enteros. (Escobar, 2014) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 226 Ejemplo •Determinar la fórmula empírica de un compuesto químico cuya composición porcentual es: 39,59 % de potasio, 27,93% de manganeso y 32,48 % de oxígeno. Datos: K=39,59 %; PA= 39 g/mol Mn=27,93%; PA= 55 g/mol O=32,48 %; PA= 16 g/mol Masa total= 100 g (base de cálculo) Solución -Se determina la masa en gramos de cada elemento, a partir de su composición porcentual y tomando como base de cálculo 100 g; aplicando una regla de tres simples: 100 g  100 % 100 g  100 % ? g  39,59 % ? g  27,93 % 39,59 g K 27,93 g Mn 100 g  100 % ? g  32,48 %; 32,48 g O Por lo tanto: Elemen- to Composición (%) Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra K 39,59 39,59 39 Mn 27,93 27,93 55 O 32,48 32,48 16 Se calcula el número relativo de moles (#rm): QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 227 Para calcular el #ra, se selecciona el menor #rm, y se divide cada uno para éste. Elemento Composición (%) Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra K 39,59 39,59 39 1,015 2 Mn 27,93 27,93 55 0,507 1 O 32,48 32,48 16 2.03 4 Por lo tanto, la fórmula empírica del compuesto es: K2 MnO4 (Manganato de potasio) Al exponer el hierro a la intemperie se oxida formando un óxido conocido comúnmente como herrumbre, a partir de una muestra de 0,5864 g de hierro, se obtuvo 0,8384 g de dicho óxido; determine su fórmula empírica. Datos m óxido = 0,8384 g Fe x Oy mhierro = 0,5864 g Fe PM Fe = 55,85 g/mol PMO = 16 g/mol Solución -Para determinar la masa en gramos del oxígeno se resta la masa del hierro de la masa total del óxido (por la ley de la conservación de la materia): mO = móxido - mhierro mO = 0,8384 g - 0,5864 g mO = 0,252 g QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 228 - Así se tiene los datos necesarios para calcular el #rm: Elemento Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra Fe 0,5864 55,85 O 0,252 16 Elemento Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra Fe 0,5864 55,85 0,0105 O 0,252 16 0,0158 - Para calcular el #ra, se selecciona el menor #rm, y se divide cada uno para éste. -Como resultó ser un decimal, se multiplica por el factor 2, para obtener números enteros Elemento Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra Fe 0,5864 55,85 0,0105 1x2=2 O 0,252 16 0,0158 1,5x2=3 -Por lo tanto, la fórmula mínima o empírica de la herrumbre es: Fe2 O3 (Óxido férrico) QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 229 Determinación de fórmulas moleculares La fórmula molecular (FM) de un compuesto químico se puede determinar siguiendo el procedimiento que se detalla a continuación: 1. Determinar la fórmula empírica. 2. Calcular el peso molecular de la fórmula empírica (PMFE) 3. Calcular el factor k, dividiendo el peso molecular real del compuesto (PMreal) (dato del ejercicio), para el peso molecular de la fórmula empírica, según la ecuación 63. (Escobar, 2014) Ecuación 63. Factor k 4. Determinar la fórmula molecular multiplicando el factor k por cada subíndice de la fórmula empírica, de acuerdo a la ecuación 64. FM=(FE)K Ecuación 64. Fórmula empírica. Ejemplo Cierto compuesto químico contiene 19,30; 26,90; y 53,80 gramos de sodio, azufre y oxígeno respectivamente, si se conoce que su peso molecular es 238 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular? Datos Na = 19,30 g; PA= 23 g/mol S= 26,90 g; PA= 32 g/mol O= 53,80 g; PA= 16 g/mol Solución -Primero se determina la fórmula empírica: Elemento Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra Na 19,30 23 0,8391 1 S 26,90 32 0,8406 1 O 53,80 16 3,3635 4 QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 230 -Se calcula el peso molecular de la fórmula empírica: -Se determina el factor k: -Finalmente la fórmula molecular del compuesto es: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 231 RELACIÓN MASA-MASA, MASA-VOLUMEN Y VOLUMEN-VOLUMEN El método factor molar es el más sencillo para resolver cálculos estequiométricos de masa- masa, masa- volumen y volumen- volumen. Este método se resume en la tabla 60. Tabla 60. Método factor molar para resolver cálculos estequiométricos. PASO I PASO II PASO III PASO IV PASO V Determinar el peso molecular de la sustancia conocida y des- conocida. Masa (g) ó volumen (cm3) de la sustancia conocida. Número de moles de la sustancia co- nocida. Número de moles de la sustancia des- conocida. Masa (g) ó volu- men (cm3) de la sustancia desco- nocida. Fuente: (Escobar, 2014) Ejemplos relación masa- masa Que masa de cloruro de zinc (ZnCl2) se puede obtener a partir de 20 gramos de nitrato de zinc (ZnNO3) en exceso de cloruro de sodio (NaCl). Datos Paso I Calcular los gramos de cloruro manganoso (MnCl2) que se puede obtener al reaccionar 43 g de permanganato de potasio (KMnO4) con un exceso de ácido clorhídrico (HCl) de acuerdo de la siguiente reacción. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 232 Datos Paso I Ejemplos relación masa- volumen Al reaccionar 300 g de piedra caliza (KCaCO3) en exceso de ácido clorhídrico (HCl). Calcular el volumen de agua (H2O) en condiciones normales. Datos Paso I 10 g de cianuro de potasio (KCN) reacciona con ácido clorhídrico en exceso, este desprende un gas venenoso el cianuro (HCN). Calcule los litros del gas venenoso formado. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 233 Datos Paso I Ejemplos Relación volumen- volumen Hallar el volumen de oxígeno que se necesita para quemar 500 L de butano en condiciones normales. Datos Paso I Cuando son ejercicios volumen- volumen no es necesario determinar el peso molecular de los compuestos conocidos o desconocidos. El amoniaco es un fertilizante que es producido con nitrógeno y con hidrógeno. En una reacción de prueba se hicieron produjeron 5 L de amoniaco (NH3). ¿Cuántos litros de nitrógeno (N2) se necesita para la reacción? QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 234 Datos Reactivo limitante El reactivo limitante (RL) es aquel que se consume por completo durante una reacción química, sin que necesariamente se hayan consumido los demás; por lo tanto, limita la obtención de los productos. La reacción concluye cuando el RL se agota. Por otro lado, el reactivo que no llega a consumirse en su totalidad, se denomina reactivo en exceso (RE). (Petrucci, Harwood, & Herring, 2003) A manera de analogía, considere que se desea preparar sándwiches con una rodaja de jamón y una de queso, se dispone de 10 rodajas de queso y 8 de jamón; en este caso el “RL” sería el jamón ya que limita la obtención del producto requerido, pudiendo prepararse únicamente 8 sándwiches, sin que necesariamente se consuma todo el queso “RE”. Procedimiento para la determinación del reactivo limitante. El reactivo limitante NO se puede establecer únicamente en función de la masa de los reactivos, es decir, el hecho de que exista 10 g del reactivo A y 25 g del reactivo B, no significa necesariamente que reactivo A sea el que se va a consumir primero, esto depende las relaciones estequiométricas. Para determinar el RL se sugiere emplear el siguiente procedimiento: 1. Escribir e igualar correctamente la reacción química. 2. Calcular el número de moles disponibles de cada reactivo, a partir de los datos de masa en gramos. 3. Determinar el número de moles requeridas en base a la relación estequiométrica que indique la reacción balanceada. 4. Comparar las moles disponibles versus las moles requeridas de los reactivos. El RL será aquel cuya cantidad de moles disponibles sea menor a la cantidad de moles requeridas (se tiene menos de lo que se necesita); mientras que el RE será aquel cuya QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 235 cantidad de moles disponibles sea mayor a la cantidad de moles requeridas (se tiene más de lo que se necesita). 5. Calcular la cantidad de producto máxima que se puede obtener a partir del reactivo limitante (disponible). (Bolaños & Bolaños, 2011) Ejemplo • Si se calienta cobre en presencia de azufre se obtiene sulfuro cuproso. Determinar el reactivo limitante, el reactivo en exceso y la cantidad de compuesto formado a partir de 12 g de cobre y 75 g de azufre. Datos mCu = 12 g; PACu = 63,54 g/mol mS = 75 g; PAS = 32,06 g/mol PMCu2S = 159,14 g/mol RL=? RE =? MCu2S = ? Solución -Se escribe e iguala la reacción química: -Se calcula el número de moles disponibles de cada reactivo, a partir de los datos de masa en gramos: -Se determina el número de moles requeridas en base a la relación estequiométrica de la reacción balanceada; la cual muestra que, por cada mol de S se requieren dos moles de Cu, entonces: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 236 -Comparando las moles disponibles versus las moles requeridas de los reactivos, se establece el RL y RE: De los cálculos anteriores se evidencia que se dispone menos cobre del que se requiere, por lo tanto, es el reactivo limitante. En cuanto al azufre se dispone más de lo requerido, por lo que es el reactivo en exceso. -La cantidad máxima de producto que se obtiene a partir del reactivo limitante disponible y en función de la relación estequiometria de la reacción, que indica que por cada 2 moles de Cu se produce un mol de Cu2S: Rendimiento de una reacción El rendimiento constituye un indicativo de cuan efectiva resultó ser una reacción química y se puede calcular empleando la ecuación 65. (Chang, 2002) Ecuación 65. Rendimiento de una reacción química. En donde la cantidad real del producto es un dato obtenido de manera experimental, mientras que la cantidad teórica se obtiene del cálculo a partir del reactivo limitante. Estas cantidades pueden estar expresadas en masa, moles o volumen. (Bolaños & Bolaños, 2011) Ejemplo El magnesio (Mg) reacciona con nitrógeno molecular (N2) para formar nitruro de magnesio (Mg3N2), un estudiante requiere reportar el rendimiento de dicha reacción, en la que experimentalmente obtuvo 150 g del compuesto; conociendo que si se emplean 5,18 moles de Mg (RL) se debería obtener teóricamente 174,27 g de Mg3N2. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 237 Datos mreal = 150 g mteórica = 174,27 g %R = ? Solución El alumno deberá reportar que obtuvo un 86,07 % de rendimiento en la reacción. Ejercicios de aplicación • La combustión completa de 0,50 g un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno da como resultado 0,4888 g de dióxido de carbono y 0,1 g de agua. Hallar la fórmula empírica y molecular, sabiendo que en estado gaseoso y a condiciones normales, 0,75 L del compuesto pesan 3,012 g. Datos PAC = 12 g/mol PMCO2 = 44 g/mol PAH = 1 g/mol PMH2O = 18 g/mol PAO = 16 g/mol C.N  P= 1 atm; T= 273,15 K 0,75 L compuesto = 3,012 g compuesto Solución -Según la reacción de combustión, todo el carbono presente en el compuesto pasa a formar CO2, mientras que todo el hidrógeno pasa a la molécula de agua; por lo tanto se QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 238 puede partir de la masa de cada uno de éstos compuestos, para determinar los gramos de C e H, empleando las siguientes conversiones: -En base a la ley de la conservación de la materia, si se resta la masa total del compuesto (reactivo) de la masa de C e H (productos), resulta la masa de oxígeno inicial, entonces: -Se procede a efectuar los cálculos respectivos para la determinación de la fórmula empírica: Elemento Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra C 0,1333 12 0,0111 1 H 0,0111 1 0,0111 1 O 0,3556 16 0,0222 2 FE=CHO2 -Se calcula el peso molecular de la FE -Se calcula el peso molecular real empleando la ecuación de los gases ideales: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 239 -Se determina el factor k: -Finalmente la fórmula molecular del compuesto es: •Al quemarse 3 g de un compuesto orgánico se produce 5,966 g de dióxido de carbono y 1,0678 g de agua; mientras que a partir de 3,7 g se obtiene 1,066 g de amoniaco. Si se sabe que dicho compuesto contiene C, H, N y O determinar su fórmula molecular. (PMreal = 177 g/mol) Datos PAC = 12 g/mol PMCO2 = 44 g/mol PAH = 1 g/mol PMH2O = 18 g/mol PAN = 14 g/mol PMNH3 = 17 g/mol PAO = 16 g/mol PMreal = 177 g/mol Solución -Partiendo de los datos de las reacciones escritas, se obtiene la masa en gramos de cada elemento, aplicando las siguientes relaciones de unidades químicas: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 240 -Se determina la fórmula empírica: Elemento Masa (g) PA (g/ mol) #rm (mol) #ra C 1,6270 12 0,1356 4 x 2= 8 H 0,1186 1 0,1186 3,5 x 2 =7 N 0,7117 14 0,0508 1,5 x 2 = 3 O 0,5427 16 0,0339 1 x 2 = 2 -Se calcula el peso molecular de la FE -Se determina el factor k: -Finalmente la fórmula molecular del compuesto es: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 241 •Si 50 g de hidróxido férrico reacciona con 75 g de ácido clorhídrico para producir cloruro férrico y agua. Determinar: a) la cantidad de agua formada; b) el reactivo en exceso y cuánto queda; c) el rendimiento de la reacción, si experimentalmente se obtuvieron 70,5 g de FeCl3. Datos Fe(OH)3 = 50 g; PM= 106,85 g/mol HCl = 75 g: PM= 36,46 g/mol g H2O = ? RE =? ; g RE = ? %R=?  70,5 g FeCl3 Solución -Se escribe e iguala la reacción química: -Se calcula el número de moles disponibles de cada reactivo, a partir de los datos de masa en gramos: -Se determina el número de moles requeridas en base a la relación estequiométrica de la reacción balanceada; la cual muestra que, por cada mol de Fe(OH)3 se requieren tres moles de HCl, entonces: -De donde se determina que: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 242 La cantidad de agua formada, se calcula a partir der reactivo limitante. Para determinar lo que queda del reactivo en exceso, se resta las moles disponibles de las requeridas: Para el cálculo del rendimiento de la reacción, se requiere determinar la cantidad teórica del producto FeCl3, a partir del RL: Aplicando la expresión para el cálculo del rendimiento: QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 243 Ejercicios propuestos 1. Un compuesto inorgánico está constituido por 3,07 % de hidrógeno, 31,63 % de fósforo y 65,30 % de oxígeno. Determine su fórmula empírica. 2. Determinar la fórmula empírica de un compuesto binario formado por 0,063 moles de cloro y 0,22 moles de oxígeno. 3. Se desea determinar la fórmula molecular de un compuesto cuyo peso molecular es 146,92 g/mol y contiene carbono, hidrógeno y cloro, del cual se sospecha que podría producir cáncer. Para ello se trata 0,250 g de una muestra mediante el análisis de combustión, produciéndose 0,451 g de dióxido de carbono y 0,0617 g de agua. Consultar si esta sustancia es o no cancerígena. 4. Un compuesto contiene cloro y silicio, si se conoce que el silicio constituye el 20,9 %. ¿Cuál es su fórmula molecular sabiendo que su peso molecular es 269 g/mol? 5. La Serina es un aminoácido que, entre otras funciones, ayuda al organismo a tener buen metabolismo de grasas; contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno. Si 2,558 g del compuesto se somete a combustión se obtienen 3,2 g de dióxido de carbono y 1,54 g de agua; se conoce que 3,25 g del compuesto contiene 0,432 g de nitrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? (PM= 105 g/mol) 6. Que masa de fosforo se requiere para que reaccione 1,5 g de Cl2. De acuerdo a la siguiente reacción química: 7. Cuantas moles de óxido de nitrógeno se obtiene cuando se hacer reaccionar 350 g de cobre en ácido nítrico. 8. Al reaccionar amoniaco con óxido cúprico se forma nitrógeno, agua y cobre. A partir de 10 g de óxido cúprico, determinar: las moles de amoniaco, moles de nitrógeno y L de H2O en condiciones normales. QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 244 9. Calcular la masa de cal que se puede obtener calentando 300 g de piedra caliza. 10. Una muestra de 50 g de Cu se disuelve en ácido nítrico con una densidad de 1,42 g/cm3. Cuantos cm3 de ácido se necesita para disolver el cobre. 11. Para formar cloruro de aluminio se hace reaccionar el aluminio con ácido clorhídrico. ¿Qué volumen del ácido se necesitará para disolver 2 g de aluminio? 12. El carburo de calcio se puede obtener mediante la siguiente reacción: CaO + C  CaC2 + CO 13. Determinar el reactivo limitante y el reactivo en exceso, si se efectúa la reacción con 110 g de óxido de calcio y 80 g de carbono. 14. El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan para formar amoniaco. Si al reaccionar 25 g de hidrógeno y 14 g de nitrógeno, se obtienen 16 g de amoniaco. Calcule el rendimiento de la reacción. 15. El óxido férrico reacciona con monóxido de carbono para producir hierro metálico y anhídrido carbónico. ¿Cuánto hierro metálico se produce a partir de 20 g de óxido férrico y 50 g de monóxido de carbono? ¿Cuál es el reactivo en exceso y cuánto queda? QUÍMICA BÁSICA PARA INGENIEROS 245 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Bolaños, K., & Bolaños, L. (2011). Química Elemental. Teoría, Ejercicios y Aplicaciones. Quito: s.n. Brown, T. L., LeMay Jr, H. E., Bursten, B. E., & Burdge, J. R. (2004). Química. Pearson Educación. Chang, R. (2002). Química (Séptima ed.). México D.F: McGRAW-HILL. Cesar, C. (2010). Química; teorías y aplicaciones . Latacunga. Ebbing, D., & Gammon, S. (2009). General Chemistry. U.S.A: Houghton Mifflin Company. Escobar, L. (2014). Fundamentos de Química General. Ed. López. Galagovsky, L. R., & Giudice, J. (2015). Estequiometría y ley de conservación de la masa: una relación a analizar desde la perspectiva de los lenguajes químicos. Ciência & Educação, 21(1), 85-99. Garritz, A. 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